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第四章 物质结构 元素周期律
过知识
单元复习过过过
人教版2019 必修第一册
考点一：原子结构
知识复习
一.原子的构成
1.原子的构成微粒
质量/kg 相对质量 电性和电量/C
质子 1．673×10-27 1．007 +1．602×10-19
中子 1．675×10-27 1．008 0
电子 9．109×10-31 1/1836 -1．602×10-19
2.构成原子的粒子及其性质
原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，
将核内所有质子和中子的数目和叫做质量数。
3.构成原子或离子的微粒间的数量关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝ =原子序数。
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
③阳离子的核外电子数＝质子数－ 所带电荷数。
如Mg2＋的核外电子数是10。
④阴离子的核外电子数＝质子数＋ 所带电荷数。
如Cl－的核外电子数是18。
核外电子数
阳离子
阴离子
4.微粒符号的含义
二．核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较 ，在离核较远的区域内运动的电子能量较 ，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作
(如右图)。电子总是先从 层排起，这又叫核外电子的分层排布。
低
高
电子层
内
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号
离核远近 能量高低 K L M N O P Q
由近到远
由低到高
1.核外电子排布的规律
（1）各电子层最多容纳 个电子；
（2）最外层电子数不超过____个 (K层为最外层时不超过____个)；
（3）次外层电子数不超过___个；倒数第三层电子数不超过___个
（4）核外电子总是尽先排布在能量 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 的电子层。
2n2
8
2
18
32
较低
较高
元素 各电子层的电子数 K L M N O P
2He（氦） 2
10Ne（氖） 2 8
18Ar（氩） 2 8 8
36Kr（氪） 2 8 18 8
54Xe（氙） 2 8 18 18 8
86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8
2.结构示意图
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。
（1）在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子数，
“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数，核内质子数与核外电子数相等。
（2）在离子结构示意图中，核内质子数与核外电子数不相等。
3．核外电子排布与元素性质的关系
(1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易 电子，形成阳离子，表现出 性，在化合物中显正化合价。
(2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易 电子，活泼非金属原子易形成阴离子，表现出 。在化合物中主要显负化合价。
(3)稀有气体元素的原子最外层为 电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为 价。
失
得
还原
氧化
8
0
【典例1】下列有关原子核外电子的说法错误的是
A．每个电子层作为最外层时，最多可容纳8个电子
B．电子在核外是分层排布的
C．电子不停地做高速运动
D．离原子核近的电子能量低，离原子核远的电子能量高
【答案】A
【典例2】元素的原子最外层电子得到或失去后，一定不会改变的是
①元素种类；②化学性质；③相对原子质量；④微粒电性；
⑤原子核；⑥电子层数；⑦最外层电子数；⑧核外电子总数。
A．②③⑤ B．②④⑥⑧ C．②⑤ D．①③⑤
【答案】D
考点二：元素周期表
知识复习
一．元素周期表的结构和编排规则
1.原子序数
定义：按照元素在周期表中的 位置 给元素编号，得到原子序数。
原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数　　
2.周期表编排规则：
把电子层数相同的元素按照原子序数依次递增的顺序从左到右排列成一横行叫周期。
把不同横行中最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序排列成纵行叫族。
二．周期和族
1．周期：元素周期表共有七个横行，每一横行称为一个周期，
故元素周期表共有七个周期
①周期序数与电子层数的关系：周期序数=核外电子层数　　
②周期的分类
元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，
4、5、6、7 周期称为长周期。
③周期数== 核外电子层数 ；
各周期元素从左向右都是原子序数依次递增；
类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
短周期 1 H—He 2 1
2 Li—Ne 8 2
3 Na—Ar 8 3
长周期 4 K—Kr 18 4
5 Rb—Xe 18 5
6 Cs—Rn 32 6
7 Fr—118号 32 7
二．周期和族
2．族：元素周期表共有18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个族，故元素周期表共有16个族。族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类
元素周期表中，我们把18个纵行共分为16个族，其中7个主族，
7个副族，一个VIII族，一个0族。
二．周期和族
①族的分类
a．主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，
用A表示：ⅠA、 IIA 、 IIIA 、 IVA 、 VA 、 VIA 、VIIA
b．副族：完全由长周期元素构成的族，
用B表示：ⅠB、 IIB 、 IIIB 、 IVB 、 VB 、 VIB 、VIIB
c．第Ⅷ族：8、9、10 三个纵行
d．零族：第18 纵行，即稀有气体元素
二．周期和族
②主族序数与最外层电子数的关系：
主族序数=最外层电子数
各主族元素从上向下都是原子序数依次增大；
③族的别称
ⅠA（除H外）称为碱金属元素 ⅡA称为碱土金属元素
ⅣA称为碳族元素 ⅤA称为氮族元素
ⅥA称为氧族元素 ⅦA称为卤族元素
副族和第Ⅷ族全部是金属元素；又称为过渡金属元素
周期
（7个）
族
（16个）
短周期
长周期
第 1周期
第 2周期
第 6周期
第 3周期
第 5周期
第 4周期
第 7周期
—— 2 种
—— 8 种
—— 8 种
—— 18 种
—— 18 种
—— 32 种
—— 32种
主族
副族
第VIII族
0 族
共 7 个主族，包括短周期和长周期元素
共 7 个副族，只包括在长周期中
包括第8、9、10 纵行
稀有气体元素
总结:
3.元素位置
①周期序数与电子层数的关系：
周期序数=核外电子层数
②主族序数与最外层电子数的关系：
主族序数=最外层电子数 　
二．周期和族
三．元素周期表中的方格中的符号的意义
【典例1】已知X原子的结构示意图如图，则X在元素周期表中的位置是
A．第二周期VIIIA族 B．第四周期IA族
C．第三周期0族 D．第三周期VIIA族
【答案】C
【典例2】下列叙述中正确的是
A．除零族元素外，原子最外层电子数都等于该元素所属的族序数
B．各主族元素都是由金属元素和非金属元素组成的
C．过渡元素包括副族元素和第VIII族元素
D．ⅠA、IIA族元素全部是金属元素，均能与酸发生反应生成氢气
【答案】C
考点三：核素
知识复习
一．原子的表示
在化学上，我们为了方便地表示某一原子，在元素符号的左下角标出其质子数，左上角标出其质量数：
它表示的含义是什么？
质子数为1，质量数为1的氢原子。
1.元素、核素、同位素的关系
质子数
中子数
质子
中子
核电荷数
二．元素、核素、同位素
【区别】同位素和同素异形体
4.几种核素的重要用途
【归纳】
三.相对原子质量
原子的近似相对原子质量===质量数
【典例1】核素是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。下列说法错误的是(　 　)
A． 、 、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子
B．40Ca和42Ca、石墨和金刚石均为同素异形体
C．1H和2H是不同的核素
D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，化学性质几乎完全相同
【答案】B
【典例2】某元素一种同位素原子的质子数为m，中子数为n，则下列说法正确的是
A．不能由此确定该元素的相对原子质量
B．这种元素的相对原子质量为(m+n)
C．若碳原子质量为W g，则此原子的质量为(m+n)W g
D．核内中子的总质量小于质子的总质量
【答案】A
考点四：原子结构和元素的性质
知识复习
【阅读教材】
金属元素的原子最外层电子一般少于4个，
在化学反应中容易失去电子，具有金属性；
非金属元素的原子最外层电子一般多于4个，
在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
元素 名称 核电 荷数 原子结构 示意图 最外层 电子数 电子
层数
碱金属元素 Li 3 1 2
Na 11 1 3
K 19 1 4
Rb 37 1 5
Cs 55 1 6
原子
半径
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
1.碱金属元素原子结构
一.碱金属元素
原子结构
相似性：
递变性：
最外层电子数相同，都为1个。
从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
2.碱金属的化学性质
（1）与非金属的反应
4Li + O2 2Li2O 2Na + O2 Na2O2
K + O2 KO2
K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。
Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）与水的反应
2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
2Rb + 2H2O ＝ 2RbOH + H2↑
点燃
点燃
点燃
3.碱金属的物理性质
（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常）
②熔点、沸点逐渐降低
【总结】
与Na、K类似，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱和H２。从上到下，与氧气、水的反应越来越剧烈，甚至发生爆炸。
碱金属与水反应：2M＋2H２O = 2MOH＋H２↑
碱性: LiOH元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
1.单质于水（或酸）反应置换出氢气的难易程度；
2.最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱；
（1）卤素单质的颜色逐渐加深；（2）密度逐渐增大；
（3）单质的熔、沸点升高（4）状态气态、液态、固态
1.卤族单质的物理性质
二.卤族元素
二.卤族元素
相似性：
递变性：
最外层电子数相同，都为7个。
从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
2.卤族元素的原子结构
3.卤族元素的化学性质
1.卤素单质与氢气的反应（见课本第97页）
卤素和H2的反应可用通式H2＋X2= ____来表示，反应时按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，反应条件越来越____，反应程度越来越____，形成的卤化氢的稳定性也依次________。
2.卤素单质间的置换反应：
2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2 氧化性：Cl2____Br2 还原性：Cl－____Br－
2NaI+Cl2 ＝2NaCl+I2 氧化性：Cl2 ____I2 还原性：Cl－____I－
2NaI+Br2 ＝2NaBr+I2 氧化性：Br2 ____I2 还原性：Br－____I－
2HX
难
弱
减弱
>
<
卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。
>
<
>
<
元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
1.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
酸性：HClO4>HBrO4>HIO4
2.单质与氢气生成气态氢化物的难易程度；
3.生成气态氢化物的稳定性；
稳定性：HF>HCl>HBr>HI
【总结】
同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，
失电子能力逐渐 ，得电子能力渐 ，
金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；
减弱
增强
减弱
增强
【典例1】下列说法中正确的是(　 　)
A．碱性：LiOH>NaOH>KOH>RbOH
B．金属性：Rb>K>Na>Li
C．Fe、Na分别和稀盐酸反应时，每个铁原子失去2个电子，每个钠原子失去1个电子，所以Fe的金属活动性强于Na
D．Rb不易与水反应放出H2
【答案】B
【典例2】下列说法正确的是(　 　)
A．氟、氯、溴原子的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8
B．从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
C．酸性：HFO4>HClO4>HBrO4>HIO4
D．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的相似性，砹微溶于水，易溶于CCl4
【答案】D
考点五：元素性质的周期性变化规律
知识复习
一.原子结构的周期性变化
原子 序数 电子层数 最外层 电子数 原子半径的变化(稀有气体元素除外) 最高或最低化合价的变化
1～2 1 1～2 ＋1→0
3～10 2 1～8 由大到小 ＋1→＋5
－4→－1→0
11～18 3 1～8 由大到小 ＋1→＋7
－4→－1→0
结论 随着原子序数的递增， 元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化 二．第三周期元素性质的递变
1. 钠、镁、铝的性质比较：
性质 Na Mg Al
单质与水 （或酸）的 反应情况
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
Na、Mg、Al，从左到右，金属性 。 与冷水反应剧烈
强碱
与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈放出氢气
中强碱
与水几乎不反应；与酸反应剧烈，放出氢气
两性氢氧化物
依次减弱
2．两性氢氧化物
(1)概念
既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：产生白色沉淀；
反应方程式：AlCl3＋3NH3·H2O==3NH4Cl＋Al(OH)3↓
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，
现象：先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解，
反应方程式：AlCl3＋3NaOH==3NaCl＋Al(OH)3↓
NaOH＋Al(OH)3==NaAlO2＋2H2O
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
3. 硅、磷、硫、氯的性质比较
性质 Si P S Cl
非金属单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 须加热 光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4比H2SO4
更强的酸
Si、P、S、Cl非金属性 。 弱酸
中强酸
强酸
依次增强
二．第三周期元素性质的递变
【小结】
（1）第三周期元素性质变化规律： 从Na Cl ，
金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
（2）同周期元素性质递变规律：从左 右，
金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增强
减弱
增强
减弱
三. 元素周期律
1. 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
2. 实质：是原子核外电子排布呈现周期性变化的结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(左→右) 同主族(上→下)
化合价 （稀有气体除外） 最高正化合价由＋1→＋7 (O、F除外) 最低负化合价＝－(8－主族序数) 相同，
最高正化合价＝主族序数
(O、F除外)
元素的金属性和 非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、 还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱酸性逐渐增强 碱性逐渐增强酸性逐渐减弱
归纳
方法：元素金属性、非金属性强弱比较
(1)结构比较法
最外层电子数 ，电子层数 ，元素金属性越强；
最外层电子数 ，电子层数 ，元素非金属性越强。
(2)位置比较法
元素周期表 金属性从左向右， ，从上到下， ；
非金属性从左向右， ，从上到下， 。
金属活动性顺序 按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性 逐渐减弱
非金属活动性顺序 按 F、O、Cl、Br、I、S 的顺序，非金属性逐渐减弱
越少
越多
越少
越多
由强变弱
由弱变强
由强变弱
由弱变强
(3)实验比较法
三反应 置换反应：强的置换弱的，
适合金属也适合非金属
与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
1.单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易程度；
2.最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱；
3.金属活动顺序表；
4.金属单质之间的置换反应；如Zn+Fe2+==Zn2++Fe
5.对应简单阳离子的氧化性强弱；
6.元素周期律。
元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
1.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
2.单质与氢气生成气态氢化物的难易程度；
3.气态氢化物的稳定性；
4.非金属活动顺序；
5.非金属单质之间的置换反应；如Cl2+2Br－==2Cl－+Br2
6.对应简单阴离子的氧化性强弱；
7.元素周期律。
【典例1】下列各组物质的性质由强到弱的顺序排列正确的是
A．酸性：HClO4＞H3PO4＞H2SO4
B．氢化物稳定性：H2S＞HF＞H2O
C．碱性：NaOH＞Al(OH)3＞Mg(OH)2
D．还原性：HI＞HBr＞HCl＞HF
【答案】D
【典例2】下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是
【答案】C
选项 事实 推论
A 与冷水反应，Na比Mg剧烈 金属性：Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg
C 酸性：HClOD 热稳定性强弱：HBr>HI 非金属性：Br>I
考点六：元素周期表和元素周期律的应用
知识复习
一.元素周期表
1.元素周期表中的分界
铝、锗
硼、硅
金属
非金属
金属
非金属
①从元素周期表的分区中可以看出，非金属性最强的是F，
金属性最强的是Cs(放射性元素除外)。
②金属元素和非金属元素分界线右侧都是非金属，但左侧的并不都是金属元素，如氢元素。
③过渡元素都是金属元素，金属元素只有正价，没有负价。
④处在金属元素和非金属元素分界线上下的元素单质并不一定是半导体。
如Al是导体，B(硼)不导电。
注意
总结：
1．主族元素：
最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝主族序数
2．非金属主族元素化合价一般规律：
(1)最低负价＝ 主族序数－8
(2)最高正价＋|最低负价|＝8
思考题2：氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7
氢元素的最低负价为-1
【解题方法】微粒半径大小比较 （不考虑稀有气体）
1.原子之间
同周期，从左至右，原子半径减小
同主族，从上到下，原子半径增大
2.离子之间
①一般核外电子层数多的离子半径大
②核外电子排布相同的离子，原子序数大半径小（序大径小）
3.同种元素微粒之间
核外电子数越多，微粒半径越大
Cl－ >Cl Fe>Fe2＋>Fe3＋
二.元素周期表和元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，
即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。
元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系
5．原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为 H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。
6．最高价氧化物对应水化物酸性最强的是Cl元素。
7．密度最小的金属单质是Li 。
8．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al元素；地壳中含量最高的金属元素是Al 元素。
9．地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si 元素。
三．元素周期表和周期律的应用
1.科学预测
为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
2.寻找新材料
3.用于工农业生产
对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。
半导体
农药
【典例1】下列关于元素周期表应用的说法正确的是（ ）
A．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索
B．在金属与非金属的交界处，寻找可做催化剂的合金材料
C．在IA、IIA族元素中，寻找制造农药的主要元素
D．在过渡元素中，可以找到半导体材料
【答案】A
【典例2】请运用元素周期表的有关理论分析判断，下面几种元素及其化合物性质的推断中正确的是(　　)
A．铊(Tl)的氧化物的水化物可能具有两性
B．砹(At)为无色固体，HAt不稳定，AgAt具有感光性，且不溶于水
C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体
D．H2Se 是无色、有毒、比H2S稳定的气体
【答案】C
考点七：离子键
知识复习
1.概念：
2.概念要点:
成键微粒 ——
阴阳离子
键的实质 ——
静电作用力
成键范围 ——
一般形成于活泼金属(IA IIA)
与非金属(VIA VIIA)之间
一.离子键
阴阳离子间通过静电作用力所形成的化学键
1.概念：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。
注意：
（1）离子化合物中不一定含金属元素，
如：NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成。
（2）含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，
如：AlCl3是共价化合物。
（3）离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，
如：NaOH、ZnSO4、Na2O2等。
二.离子化合物
常见阳离子
金属离子：Na+、Mg2+、Ca2 +、K+
铵根离子：NH4 +
常见阴离子
Cl-、S2- 、 OH-
CO32- 、 SO42- 、 NO3-
2.离子化合物的特征：
⑴具有较高的熔点和沸点，难挥发，常温下都是固体；
⑵离子化合物硬而脆；
⑶离子化合物固体不导电，熔化或溶于水后能导电。
3.常见离子化合物：
⑴由活泼金属与活泼非金属形成的化合物
⑵强碱一般是离子化合物
⑶金属氧化物一般是离子化合物
⑷盐一般都是离子化合物
在元素符号周围用小黑点 · (或×)来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式。
三.电子式
‥
Na× ×Mg× Cl O
‥
1.原子电子式
练习1：
F Ca H
注意：一个小黑点（·）或x代表一个电子，
小黑点（·）或x的个数即原子的最外层电子数。
例如：
·Ca·
H·
2.离子电子式
①简单阳离子还用离子符号表示：
如：Na+、Al3+、Ca2+等；
②阴离子和复杂的阳离子（如：NH4+）要加括号，并注明所带电荷数。
如： 、 、
、 等。
3.离子化合物电子式
阳离子电子式和阴离子电子式组合成离子化合物的电子式。
书写时应注意，相同的离子不能写在一起，一般对称排布。
如：MgF2的电子式为
练习2：
NaCl：
NH4Cl：
Na2O2：
Na+
4.用电子式表示化合物形成过程
用电子式表示化合物的形成过程，应注意以下几点：
⑴反应物要用原子的电子式表示，而不能用分子式或分子的电子式表示。当反应物中有“同类项”时，可分写也可合写；但生成物中的“同类项”只能分写，不能合写。
⑵表示电子转移情况的曲线箭头可标，也可不标。
⑶也要符合质量守恒定律。但用“→”连接而不能“=”。
⑷不写反应条件。
用电子式表示氯化钠的形成过程：
【典例】用电子式表示下列化合物的形成过程
NaF：
CaCl2：
Na2S：
MgO：
考点八：共价键
知识复习
1.定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2.成键微粒：原子
3.成键本质：共用电子对
4.成键条件：一般形成于两个非金属原子之间
5.存在：
共价键存在于非金属单质的多原子分子中，共价化合物和某些离子化合物中的离子团。
一.共价键
二.共价化合物
1.概念：原子之间通过共用电子对形成的化合物
2.判断：只含有共价键的化合物属于共价化合物（即若存在离子键，一定为离子化合物）
3.常见物质类别：
（1）非金属氧化物 （2）非金属氢化物
（3）酸 （4）绝大部分有机物
三.共价键的表示
1．电子式
用电子式表示共价化合物时，不需要加“[　]”和标电荷。
如：Cl2的电子式为 ，HCl的电子式为 ，
N2的电子式为 , CO2的电子式为 。
判断电子式是否正确应注意以下几点：
①每个原子周围是否满足了8电子稳定结构（H为2电子稳定结构）
共价化合物中8电子稳定结构的判断规律
ⅰ．对原子序数不大于5的元素，形成化合物时，一般不可能为8电子稳定结构。如HCl中的H，BeCl2中的Be，BF3中的B等。
ⅱ．对原子序数大于5的元素，形成化合物时，
若|元素化合价|＋原子最外层电子数＝8，
则该化合物中该元素满足8电子稳定结构；否则不满足。
如CO2中的C：|＋4|＋4＝8，满足，O：|－2|＋6＝8，也满足；
PCl5中的P：|＋5|＋5＝10≠8，不满足，Cl：|－1|＋7＝8，满足。
ⅲ。对于共价单质，方法与上面类似，只是将“|元素的化合价|”换成共用电子对数即可。
②所标的电子总数是否等于所有原子的最外层电子数之和。
2．结构式
在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。如：
化学式 结构式 化学式 结构式
N2 N≡N CH4
NH3 CO2 O＝C＝O
HCl H—Cl H2O H—O—H
四.极性键和非极性键
非极性键 极性键
定义 同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力 相同 不同
【典例】用电子式表示下列化合物的形成过程
CO2 ：
H2O：
NH3 ：
共价键中元素化合价的体现：
形成非极性键的原子间共用电子对不偏移，不会产生化合价的升降；
而形成极性键的过程中，电子对偏离的元素化合价升高，电子对偏向的元素化合价降低。
离子键 共价键 非极性键 极性键
概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键 成键 粒子 ______________ _____ 成键 实质 _________________ 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子 形成 条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物 对比归纳
离子化合物和共价化合物的判断方法
五、化学键与化学反应的实质
1．化学键
(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类：化学键
2．化学反应的实质:
化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
注意：
①化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，只有化学键的断裂，不一定是化学变化，如熔融NaCl。
②物质中不一定都存在化学键，如He等稀有气体分子。
③非金属元素的两个原子之间能形成共价键，但多个非金属元素原子间也可能形成离子键，如NH4Cl。
六.分子间作用力和氢键
1.分子间作用力
熔点
沸点
共价化合物
单质
越大
越高
> > >
2.氢键
稍强
N﹑O﹑F
升高
冰中氢键的存在使冰的结构中有空隙，造成其密度低于液态水。
本章结束

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