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知识清单13 元素周期表、元素周期律
知识点01 原子结构及核外电子排布的规律 知识点02 元素周期表
知识点03 元素周期律 知识点04 化学键
知识点01 原子结构及核外电子排布规律
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．原子构成
（1）原子的质量主要集中在原子核上；
（2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性；
（3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分；
（4）原子核中质子、中子依靠核力结合在一起
（5）质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值
①质量数一定为整数
②质量数仅对原子而言，元素没有质量数
③在计算时，可用质量数代替相对原子质量用于近似计算
2．元素、核素、同位素
（1）“三素”关系及含义
核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化
元素种类小于核素种类
相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。
④天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。
（2）氢元素的三种核素
①H：用字母H表示，名称为氕，含0个中子。
②H：用字母D表示，名称为氘或重氢，含1个中子。
③H：用字母T表示，名称为氚或超重氢，含2个中子。
④H2、D2、HD均为氢元素的不同单质。
（3）常见的重要核素及其应用
U C C H（D） H（T） O
核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准 阿伏伽德罗常数基准 制氢弹 示踪原子
（4）微粒符号及意义
（5）同位素的特征“六同三不同”。
①特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
②结构：核外电子排布完全相同
③分类：稳定同位素和放射性同位素，用于进行同位素示踪和作为放射源的是放射性同位素。
3．核反应
（1）概念：原子核发生变化的过程，即质子数或中子数发生变化的反应
（2）变化类型：核变化
①核聚变：H+HHe+n
②核裂变：CN+e－
（3）遵循规律：X+YZ+W
①质子数守恒：m+a＝c+e
②质量数守恒：n+b＝d+f
4．“五量”比较
原子质量 原子（核素）的相对原子质量 元素的相对原子质量 元素的近似相对原子质量 质量数
定义 一个原子的真实质量 一个原子的真实质量与一个_C原子质量__的的比值 该元素各种核素原子的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数百分比的乘积之和 ①含义：各核素的质量数乘以各核素所占的百分比再求和（平均值） 一个原子核内质子数与_中子数__之和
实例 一个O原子的质量是2.657×10－26 kg O的相对原子质量约为16 Ar＝Ar1a%＋Ar2b%＋……(其中a%＋b%＋……＝1) ②公式：A（X）＝A1×a%+A2×b%+…… O的质量数为18
备注 ①某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量②一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。③核素的近似相对原子质量＝质量数。
二、微粒中等量关系
1．没有特别说明，所给原子为普通原子（与其相对原子质量最接近）
原子 H C N O Cl
符号 H C N O Cl
2．常用的计算关系
（1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量
（2）质子数＝各微粒质子数之和
（3）中子数＝各微粒中子数之和
（4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数
①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：。
②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+：。
③阴离子：核外电子数＝质子数+所带电荷数，如S2－：。
2．常见的等电子微粒
（1）常见的“10电子”粒子
（2）常见的“18电子”粒子
三、原子核外电子排布的规律
1．电子的运动特征
运动速度_很快__，与宏观物体的运动有极大不同：不能同时确定_速度__和_位置__，不能描绘_运动轨迹__。
2．电子层的表示方法及能量变化
（1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。
（2）特点：各电子层之间没有明显的界限
（3）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
3．原子核外电子排布规律及其之间的关系
（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。
（2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。
4．核外电子排布的表示方法[原子(或离子)结构示意图]
（1）原子结构示意图
（2）离子结构示意图
①阳离子结构示意图：与上周期的稀有气体排布相同
②阴离子结构示意图：与同周期的稀有气体排布相同
5．具有相同电子层排布的微粒
（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
H－ He Li+ Be2+
（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+
（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
P3－ S2－ Cl－ Ar K+ Ca2+
（4）特点
①结构特点：电子层数相同，电子总数相同
②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后
③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小
6．原子结构与元素的性质的关系
元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价
稀有气体元素 8（He为2） 一般不易得失电子 较稳定，一般不参与化学反应 0
金属元素 ＜4 易失电子 具有金属性，表现为还原性 只有正价，一般是+1→+3
非金属元素 ≥4 易得电子 具有非金属性，表现为氧化性 既有正价又有负价
7．1~18号元素原子核外电子排布的特点
（1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x
（2）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10
（3）简单离子的最外层电子数为0或2或8
8．1～20号元素原子核外电子排布的特点与规律
(1)原子核中无中子的原子：H。
(2)最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na、K；
最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。
(3)最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar；
最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C；
最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。
(4)电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al；
最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S；
最外层电子数是电子层数3倍的原子：O。
(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。
(6)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。
(7)与He原子电子层结构相同的离子有：H－、Li＋、Be2＋。
(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的原子：Li、Mg；
(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。
1．原子结构及核外电子排布规律易错点
（1）并不是所有的原子都由质子和中子构成，如H中没有中子。
（2）核素是具有固定质子数和中子数的原子，同位素是具有相同质子数的不同核素的互称。
（3）只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量。
（4）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
（5）核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH与OH－。
（6）不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如6C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。
（7）同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同。
2．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)22.4 L(标准状况)氩气含有的质子数为18NA。(　　)
(2)1 mol重水和1 mol水中，中子数之比为2︰1。(　　)
(3)中子数为8的氮原子：N。(　　)
(4)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。(　　)
(5)核聚变如H＋H―→He＋n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化。(　　)
(6)235 g核素U发生裂变反应：U＋nSr＋Xe＋10n，净产生的中子(n)数为10NA。(　　)
(7)Cl与Cl得电子能力几乎相同。(　　)
(8)质子数为35、中子数为45的溴原子：Br。(　　)
(9)所有的原子中都含有质子和中子。(　　)
(10)2H＋核外电子数为2。(　　)
【答案】(1)(√) (2)(×) (3)(×) (4)(√) (5)(×) (6)(×) (7)(√) (8)(√) (9)(×) (10)(×)
3．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)M层是最外层时，最多能容纳18个电子。(　　)
(2)原子最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似。(　　)
(3)地壳中含量最多的金属元素为O。(　　)
(4)LiCl中各原子均满足8电子的稳定结构。(　　)
(5)最外层有5个电子的原子都是非金属原子。(　　)
(6)核外电子排布相同的微粒化学性质也相同。(　　)
(7)NH与PH3均是10电子微粒。(　　)
(8)Cl－和S2－的核外电子数均为18，故离子结构示意图均为。(　　)
(9)NH与Na＋的质子数与电子数均相同。(　　)
(10)16O和18O是氧元素的两种核素，16O与18O核外电子排布不同。(　　)
【答案】(1)(×)最外层最多只能容纳8个电子。(2)(×)由H、Na可知错误。(3)(×)“金属元素”，O不属于金属元素。(4)(×)1～5号元素原子H、He、Li、Be、B与其他原子结合后，一定达不到8电子稳定结构，所以在判断最外层是否达到8电子结构时，一定要注意这几种原子。(5)(×)(6)(×)(7)(×)(8)(×)(9)(√)(10)(×)
1．中国计量科学研究院研制的NIM5铯原子喷泉钟，2 000万年不差1秒，目前成为国际计量局认可的基准钟之一，参与国际标准时间修正。关于Cs元素，下列说法错误的是(　B　)
A．137Cs和133Cs互为同位素
B．单质Cs与水反应非常缓慢
C．137Cs比133Cs多4个中子
D．137Cs最外层只有1个电子
【解析】　137Cs和133Cs质子数相同，质量数不同，中子数不同，前者比后者多4个中子，所以两者互为同位素，A、C两项正确；Cs位于周期表中第6周期ⅠA族，其原子最外层只有1个电子，Cs金属性很强，能与水剧烈反应，B项错误，D项正确。
2．现有部分元素的原子结构特点如表：
X L层电子数是K层电子数的3倍
Y 核外电子层数等于原子序数
Z L层电子数是K层和M层电子数之和
W 共用三对电子形成双原子分子，常温下为气体单质
下列叙述中正确的是(　C　)
A．W原子结构示意图为
B．元素X和Y只能形成原子个数比为1︰2的化合物
C．元素X比元素Z的非金属性强
D．X、Y、Z、W四种元素不能形成离子化合物
【解析】　L层电子数是K层电子数的3倍，X为O；核外电子层数等于原子序数，Y为H；L层电子数是K层和M层电子数之和，即K、L、M层分别含有2、8、6个电子，则Z为S；共用三对电子形成双原子分子，常温下为气体的单质是N2，则W为N。氮原子的结构示意图为，A错误；O和H能形成H2O和H2O2两种化合物，B错误；O的非金属性强于S，C正确；四种元素可以形成NH4HSO4等离子化合物，D错误。
知识点02 元素周期表
1．元素周期表的出现与演变
（1）首创者：1869年，俄国化学家门捷列夫
（2）编排顺序：按照元素的相对原子质量由小到大排列
2．元素周期表的编排原则
(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
3．元素周期表的结构
（1）周期：周期序数＝电子层数
周期分类 短周期 长周期
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
（2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等
族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数
族数目 7 7 1 1 16
列数目 7 7 3 1 18
（3）元素周期表中的特殊元素位置
①过渡元素：副族（ⅢB→ⅡB）和第Ⅷ族10个纵列共六十多种元素，都是金属元素。
②镧系：第6周期ⅢB族，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：第7周期ⅢB族，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素。
⑤碱金属元素（ⅠA）：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（氢除外）
⑥卤族元素（ⅦA）：F、CL、Br、I、At、Ts（，tián）
⑦氧族元素（ⅥA）：O、S、Se、Te、Po、Lv（鉝，lì）
⑧氮族元素（ⅤA）：N、P、As、Sb、Bi、Mc（馍，mó）
⑨碳族元素（ⅣA）：C、Si、Ge、Sn、Pb、Fl（鈇，fū）
(4)元素周期表结构巧记口诀
横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
4．族序数与列数的关系
（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1
（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11
（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25
（4）同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
①ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。
②ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。
③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。
5．推测元素在周期表中的位置
（1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
（2）0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②推断方法
（3）根据112号和118号元素的位置推测
原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120
族序数 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA
周期 7 7 7 7 7 7 8 8
6．元素周期表的应用
（1）金属和非金属的分界线
①元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素
②分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料
③全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族
④全部是非金属的族：ⅦA族和0族
（2）元素周期表的三大应用
①科学预测：为新元素的发现及预测它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：探矿、研制农药材料等。
7．周期表中的元素
（1）元素种类最多的族：ⅢB族，共32种元素
（2）元素种类最多的主族：ⅠA族，共7种元素
（3）元素种类最多的周期：7周期，共32种元素
（4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。
（5）全部是气体的族：0族
（6）同时含固体、液体和气体的族：ⅦA族
1．元素周期表的易错点
(1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。
(2)元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
(4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
(5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。
(6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(7)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥，共15种元素。
(8)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹，共15种元素。
(9)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
2．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）第ⅠA族全部是金属元素（ ）
（2）原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素（ ）
（3）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素（ ）
（4）同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序数相差1（ ）
（5）元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排列而形成的（ ）
（6）元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素（ ）
（7）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1（ ）
（8）元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素（ ）
（9）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小（ ）
（10）若两种元素原子的最外层电子数相同，则元素最高正价一定相同（ ）
（11）原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数（ ）
（12）最外层电子数等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素（ ）
（13）原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦（ ）
（14）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期（ ）
（15）3、4周期同主族元素的原子序数相差8（ ）
【答案】（1）（×）（2）（×）（3）（√）（4）（×）（5）（×）（6）（×）（7）（√）（8）（×）（9）（×）（10）（×）（11）（×）（12）（√）（13）氦（√）（14）（×）（15）（×）
1．下列说法错误的是_ __(填序号)。
①F与Br的原子序数相差26
②Ar与Cl－和K＋具有一样的电子层结构
③原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表ⅡA族
④铍(Be)与铝元素具有相似性，则其氧化物及氢氧化物具有两性
⑤L层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
【解析】　F的原子序数为9、Br的为35，相差26，故①正确，不符合题意。Ar与Cl－和K＋具有一样的电子层结构，故②正确，不符合题意。氦最外层电子数为2，处于零族，一些过渡元素的原子最外层电子数也为2，故③错误，符合题意。Be与Al在周期表中位于对角线位置，性质相似，氧化铝和氢氧化铝具有两性，则铍的氧化物及氢氧化物也具有两性，故④正确，不符合题意。L层电子数为奇数的所有元素一定位于第二周期，且其所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等，故⑤正确，不符合题意。
2．元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置如图所示，其中元素Q位于第四周期，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为17。下列说法不正确的是(　 　)
A．原子半径(r)：r(Q)>r(Y)>r(Z)
B．元素X有－4、＋2、＋4等多种价态
C．Y、Z的氧化物对应的水化物均为强酸
D．可以推测H3QO4是Q的最高价氧化物的水化物
【解析】　由元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置，其中元素Q位于第四周期，可知X位于第二周期，Y、Z位于第三周期，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为17，设X的最外层电子数为x，则x＋x＋2＋x＋3＝17，解得：x＝4，则X为C、Y为S、Z为Cl，Q为As。电子层数越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径为r(Q)>r(Y)>r(Z)，故A项正确，不符合题意；X为C，有－4、＋2、＋4等多种价态，故B项正确，不符合题意；Y、Z的最高价氧化物对应的水化物均为强酸，但不是最高价含氧酸可能为弱酸，故C项错误，符合题意；H3QO4中Q为＋5价，是Q的最高价氧化物的水化物，故D项正确，不符合题意。
知识点03 元素周期律
一、元素周期律
1．元素周期律内容和实质
2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律
金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断 方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非 金 属 性 比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断 方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
3．某些元素化学性质的递变规律
（1） 金属性、非金属性等性质的递变规律
（2） 最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱
（3） 金属单质与酸或水反应的剧烈程度
（4） 非金属单质与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性
（5） 金属阳离子的氧化性强弱，最低价阴离子及气态氢化物的还原性强弱
4．主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)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
5．化合价规律
（1）常用等量关系
①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2（氢）
（2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1
（3）化合价的特殊点
①氟元素没有正化合价
②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价
③金属元素、硼元素没有负化合价
（4）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素：氢、碳、硅
②等于2的短周期元素：氮、磷
③等于4的短周期元素：硫
④等于6的短周期元素：氯
6．微粒半径的比较
（1）相同电性微粒半径大小的比较
①原子半径：左下角的Na最大
②阳离子半径：左下角的Na+最大
③阴离子半径：左下角的P3－最大
（2）不同电性微粒半径大小的比较
①同周期：阴离子半径＞阳离子半径，如Na+＜Cl－
②同元素：电子数越多，微粒半径越大，如Fe2+＞Fe3+
③同电子层结构：原子序数越大，离子半径越小，如Na+＜O2－
7．非金属性强：周期表右上角的F最强
（1）单质与氢气容易化合，气态氢化物稳定
（2）最高价含氧酸的酸性强（HClO4最强），相应盐的碱性弱
（3）相应阴离子及气态氢化物的还原性弱
（4）在化合物中显负价元素的非金属性强
（5）共用电子对偏向的一方元素的非金属性强
（6）特殊情况
①N2与H2很难化合，但氮元素的非金属性很强
②2C+SiO2Si+2CO↑不能说明碳元素的非金属性比硅的强
8．金属性强：周期表左下角的Na最强
（1）单质与酸或水反应剧烈
（2）最高价碱的碱性强，相应盐的酸性弱
（3）相应阳离子的氧化性弱
（4）能够从盐溶液中置换出其他金属的金属
（5）特殊情况
①活泼性：Ca＞Na，但钠和水反应更剧烈
②反应Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)，不能说明金属性Na＞K
③按周期律Pb比Sn活泼，按金属活动顺序表Sn比Pb活泼
二、短周期元素及其化合物反应的某些特征
1．具备某些特征的置换反应
（1）有黄色固体生成的置换反应
①同主族之间置换：2H2S+O22S↓+2H2O
②不同主族间置换：Cl2+H2SS↓+2HCl
（2）固体单质置换出同主族的固体单质：2C+SiO2Si+2CO↑
（3）金属单质置换出非金属的固体单质：2Mg+CO22MgO+C
（4）气体单质置换出液体非金属单质：Cl2+2Br－2Cl－+Br2
（5）气体单质置换出固体非金属单质：
①常温置换：Cl2+2I－2Cl－+I2
②高温置换：SiCl4+2H2Si+4HCl
2．产生淡黄色固体的反应
（1）两种单质化合生成淡黄色固体：2Na+O2Na2O2
（2）两种化合物混合产生淡黄色固体：2H2S+SO23S↓+2H2O
（3）两种溶液混合产生淡黄色固体和刺激性气体：S2O32－+2H+S↓+SO2↑+H2O
3．同时生成两种酸性氧化物的反应：C+2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+2H2O
4．加入酸产生沉淀的反应
（1）加入过量盐酸产生白色沉淀
①沉淀不溶于酸和碱：Ag++Cl－AgCl↓
②沉淀溶于强碱溶液：SiO32－+2H+H2SiO3↓
（2）通入过量二氧化碳产生白色沉淀
①沉淀溶于强酸和强碱：AlO2－+2H2O+CO2Al（OH）3↓+HCO3－
②沉淀不溶于强酸溶液：SiO32－+2CO2+2H2OH2SiO3↓+2HCO3－
（3）滴加盐酸至过量先产生白色沉淀，后沉淀溶解
①先沉淀：AlO2－+H2O+H+Al（OH）3↓
②后溶解：Al（OH）3+3H+Al3++3H2O
5．加入NaOH溶液先产生白色沉淀，后沉淀溶解
（1）先沉淀：Al3++3OH－Al（OH）3↓
（2）后溶解：Al（OH）3+OH－AlO2－+2H2O
6．加酸产生能够使品红溶液褪色的气体
（1）无色气体：SO32－+2H+SO2↑+H2O或HSO3－+H+SO2↑+H2O
（2）有色气体：2MnO4－+16H++10Cl－Mn2++5Cl2↑+8H2O
7．燃烧产生特征颜色火焰的反应
（1）燃烧产生苍白色火焰：H2+Cl22HCl
（2）燃烧产生黄色火焰（冒白烟）：2Na+Cl22NaCl
三、短周期元素的含量和用途
1．短周期元素的含量
短周期元素的含量 （1） 地壳中含量最丰富的元素：氧
（2） 地壳中含量最丰富的金属元素：铝
（3） 宇宙中含量最丰富的元素：氢
（4） 空气中含量最多的元素：氮
（5） 自然界形成化合物种类最多的元素：碳
（6） 组成岩石和矿物的主要元素：硅
2．短周期元素的用途
（1） 硅及化合物 可做半导体材料和太阳能电池：晶体硅
可以作光导纤维：二氧化硅
被称为无机非金属材料主角的元素：硅
（2） 钠 可与钾的合金用作原子反应堆导热剂：钠
常用于冶炼金属的金属单质：钠、铝
单质被用来制造透雾能力强、射程远的路灯：钠
（3） 镁、铝及化合物 单质可用来制造照明弹燃料：单质镁、单质铝
被称为“国防金属”的元素：镁
可以作耐火材料的氧化物：氧化镁、氧化铝
（4） 碳 同位素可以用来考古断代：碳
（5） 氯 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂：氯
（6） 溴 被称为“海洋元素”的元素：溴
（7） 氢 同位素可以用来制造核武器：氢
（8） 氨 可以作致冷剂的简单气态氢化物：液氨
3．短周期元素的结构
（1）不含中子的微粒：H
（2）不含电子的微粒：H+
（3）形成的离子是一个质子的原子：H+
（4）共用电子对最多的双原子单质：N2
（5）未成对电子数最多的元素的原子：N、P
（6）最外层电子数是未成对电子数3倍的原子：O、S
4．短周期元素推断的数量突破口
（1）序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8
Z－8X
Z－1Y ZW Z+1M
（2）等量关系：质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子总数
四、短周期元素的制备和性质
1．短周期元素的制备
（1）只能用电解法制得的非金属单质：F2
（2）只能用电解法制得的金属单质：Na、Mg、Al
（3）不能在玻璃器皿中制取的氢化物：氢氟酸
（4）采用液体空气分馏法制备的单质：N2、O2
2．短周期元素单质的性质
（1） Na 与水反应最剧烈的金属单质
（2） F2 与水反应最剧烈的非金属单质
在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质
（3） Al 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属
既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质
能与碱反应生成氢气的单质
（4） Si 能与某种酸反应放氢气的非金属单质
能与碱反应生成氢气的单质
（5） Cl2 常温下与水反应生成两种酸的单质
（6） Mg 单质可与热水发生置换反应
（7） C 与水在一定条件下反应生成两种气体的单质
（8） 白磷 最容易着火的非金属单质
3．短周期元素氧化物的性质
（1） H2O 自然中含氧量最多的氧化物
既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物化合的氧化物
（2） SiO2 能够和氢氟酸反应的非金属氧化物
熔沸点高、硬度大的非金属氧化物
不溶于水不和水反应的固体非金属氧化物
（3） Al2O3 既能和强酸又能和强碱发生非氧化还原反应的氧化物
（4） H2O2 人工合成的含氧量最多的氧化物
4．短周期元素简单气态氢化物的性质
（1） HF 还原性最弱的气态氢化物
稳定性最强的气态氢化物
（2） NH3 能够和水发生化合反应的气态氢化物
呈碱性的气态氢化物
与酸反应生成离子化合物的气态氢化物
（3） HCl、NH3 混合后能够产生白烟的气态氢化物
可与水形成喷泉实验的气态氢化物
（4） HCl 水溶液酸性最强的气态氢化物
（5） H2O 常温下为液态的气态氢化物
（6） CH4 含氢元素质量分数最大的碳氢化合物
（7） SiH4 还原性最强的气态氢化物
（8） S 气态氢化物与其氧化物常温下反应生成其单质的元素
5．短周期元素酸碱的性质
（1） NaOH 最高正价氧化物的水溶液碱性最强
受热不易分解生成相应价态氧化物的碱
（2） NH3·H2O 具有挥发性的碱
（3） HClO4 最高正价氧化物的水溶液酸性最强
（4） HCl 酸性最强的无氧酸
（5） H2S 还原性最强的无氧酸
（6） H2SO3 具有强还原性的二元含氧酸
（7） HNO3 常温下能够和铜或银反应的酸
（8） H2SiO3 难溶性的含氧酸
（9） S 最高价氧化物的水溶液与其氢化物能发生氧化还原反应的元素
（10） N 最高价氧化物的水溶液与其氢化物能够发生化合反应的元素
（11） HClO、HNO3 需要保存在棕色瓶中的含氧酸
1．微粒半径大小比较的方法
2．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)酸性：H2SO3>H2CO3，所以非金属性：S>C。(　 　)
(2)酸性：HCl>H2S，所以非金属性：Cl>S。(　 　)
(3)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。(　 )
(4)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(　)
(5)金属M、N分别与氯气反应生成MCl、NCl2，可知M的金属性小于N的金属性。(　　)
(6)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(　　)
(7)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。(　　)
(8)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(　　)
(9)同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大。(　　)
(10)科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的P元素。(　　)
(11)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均呈酸性。(　　)
(12)N和As属于第ⅤA族元素，N原子得电子能力比As原子强。(　　)
(13)族序数等于其周期序数的元素一定是金属元素。(　　)
(14)Si、S、Cl的最高价氧化物都能与水反应生成相应的酸，且酸性依次增强。(　　)
(15)原子的电子层数越多，半径越大。(　　)
【答案】(1)(×)[提示]　利用酸的酸性判断元素非金属性强弱时，一定要用最高价氧化物对应水化物即最高价含氧酸的酸性强弱判断，H2SO3不是S的最高价含氧酸。
(2)(×)[提示]　HCl、H2S均属于气态氢化物，只能用气态氢化物的稳定性来判断元素非金属性强弱，一定不能用其酸性来判断。
(3)(×)(4)(×)(5)(×)[提示]　金属性强弱与失电子的多少无关，与失电子的难易程度有关。
(6)(×)[提示]　没有注明最高价，错误。
(7)(×)[提示]　核外电子排布相同的粒子，核电荷数越大半径越小，所以S2－半径最大，Ca2＋半径最小，错误。
(8)(×)[提示]　第二周期元素中F元素无正价，O元素一般不显正价，错误。
(9)(×)[提示]　第ⅦA族中Cl－、Br－、I－的还原性依次增强，但因三种阴离子对应的酸均为强酸，所以三种阴离子均不水解，错误。
(10)(√)[提示]　As与P在同一主族，性质相似，正确。
(11)(×)(12)(√)(13)(×)(14)(×)(15)(×)
1．下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　C　)
元素符号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．L2＋与R2－的核外电子数相等
B．氢化物的稳定性为H2TC．M与L形成的最高价氧化物对应水化物的碱性：L>M
D．单质与等浓度的稀盐酸反应的速率为Q>L
【解析】短周期元素T、R都有－2价，处于ⅥA族，T只有－2价，则T为氧元素、R为硫元素；L、Q都有＋2价，处于ⅡA族，原子半径L>Q，则L为镁元素、Q为铍元素；M有＋3价，处于ⅢA族，原子半径M介于L、R之间，则M为铝元素。L2＋的核外电子数为12－2＝10，R2－的核外电子数为16－(－2)＝18，核外电子数不相等，故A错误；非金属性O>S，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，故B错误；L为镁元素，M为铝元素，金属性Mg>Al，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故C正确；金属性Mg>Be，则Mg与稀盐酸反应更剧烈，故D错误。
2．X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。Y元素的最高正价为＋4价，Y元素与Z、M元素相邻，且与M元素同主族；化合物Z2X4的电子总数为18个；Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是(　D　)
A．原子半径：ZB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y>M
C．X2Z－ZX2易溶于水，其水溶液呈碱性
D．X、Z和Q三种元素形成的化合物一定是共价化合物
【解析】　依据题意，结合元素周期表可以推断出X为H，Y为C，Z为N，M为Si，Q为Cl。A项，C和Si位于同一主族，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，即CN，则原子半径：NH2CO3>H2SiO3，正确；C项，X2Z—ZX2为N2H4，N2H4易溶于水，水溶液显碱性，正确；D项，H、N、Cl三种元素可以组成NH4Cl，NH4Cl为离子化合物，错误。
知识点04 化学键
一、化学键
1．化学键
(1)化学键的定义及分类。
(2)化学反应的本质：反应物的旧化学键_断裂__与生成物的新化学键_形成__。
2．离子键、共价键的比较
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 阴、阳离子 原子
成键实质 阴、阳离子的静电作用 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
存在举例 如 NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 ①非金属单质，如H2、O2等；②共价化合物H2O2、C2H6等；③某些离子化合物，如Na2O2等 ①如HCl、CO2、CH4等；②如NaOH、ZnSO4某些离子化合物等
3．化学键和化合物类型的关系
（1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①Na2O2：离子键和非极性键
②NaOH：离子键和极性键
③NH4NO3：离子键、极性键
④CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键
4．物质熔化、溶解时化学键的变化
（1）离子化合物的溶解或熔化过程：均电离出自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
（2）共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。
②有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。
③有些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖（C12H22O11）、酒精（C2H5OH）等。
5．离子化合物XaYb中是否含共价键的判断
非金属Y的价态 所含阴离子 是否含共价键
最低价 Ya－ 不含
非最低价 Yba－ 含有
（1）Na2Sx是由Na+和Sx2－构成的
（2）NaBr3是由Na+和Br3－构成的
（3）K3C60是由K+和C603－构成的
（4）Na2O2是由Na+和O22－构成的
（5）CaCl2是由Ca2+和Cl－构成的
（6）Mg3N2是由Mg2+和N3－构成的
6．判断共价型微粒中原子最外层电子数
（1）若分子中含氢原子，则一定不满足8e－稳定结构
（2）共价型微粒：N（e－）＝原子的价电子数+成键数±电荷数
①PCl3：N（e－）P＝5+3＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
②NH4+：N（e－）N＝5+4－1＝8，N（e－）H＝1+1＝2
③AlCl4－：N（e－）Al＝3+4+1＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
④COCl2：N（e－）C＝4+4＝8，N（e－）O＝6+2＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8（Cl－－Cl）
7．元素组成化合物
（1）非金属元素形成的物质
①盐：铵盐；②碱：NH3 H2O；③离子化合物：铵盐
（2）由N、H元素形成的化合物
①只含极性共价键的共价化合物：NH3
②含极性和非极性共价键的共价化合物：N2H4
③离子化合物：NH5（NH4H）
（3）由H、N、O元素形成的化合物
①含氧酸：HNO2、HNO3
②碱：NH3 H2O
③离子化合物：NH4NO2、NH4NO3
（4）由Na、S元素形成的化合物
①只含离子键：Na2S
②同时含离子键和共价键：Na2S2
（5）由H、C、N、O元素形成的化合物
①离子化合物：NH4HCO3、（NH4）2CO3、CH3COONH4
②按个数比4∶1∶2∶1组成的能水解的有机物：H2N－－NH2（尿素）
③既能和酸又能和碱反应的最简单的有机物：H2N－CH2－COOH（－氨基乙酸）
（6）由H、S、O、Na元素形成的化合物
①强酸的酸式盐：NaHSO4
②弱酸的酸式盐：NaHSO3
③二者反应的离子方程式：HSO3－+H+H2O+SO2↑
（7）短周期同主族元素形成的离子化合物：LiH、NaH
二、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子 H Mg B C N O F Ne
电子式
2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子 H－ N3－ O2－ F－
电子式
4．共价分子的电子式的书写
共价分子电子书写步骤 画 标 补 结构式 共用电子对 各原子最外层所缺的电子数 第1步 第2步 第3步
分子 N2 O2 H2S H2O2 HCN SCl2
结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H H－C≡N Cl－S－Cl
电子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 CO2 HClO
结构式 O＝C＝O H－O－Cl
电子式
5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子
离子 NH4+ H3O+ CH3+ NH2－ OH－ O22－ CN－ C22－
电子式 ［］2－
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS
电子式
离子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO
电子式
7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：
离子化合物 用电子式表示离子化合物的形成过程
NaCl
MgCl2
Na2O
（2）共价化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例
共价化合物 用电子式表示共价化合物的形成过程
HCl
H2O
NH3
CH4
CO2
1.化学键的易错点：
（1）由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。
（2）非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可能形成离子键，如NH4Cl等。
（3）影响离子键强弱的因素是离子半径和所带电荷数：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，熔、沸点越高。
电子式的书写易错点：
（1）一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
（2）同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
（3）“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
（4）在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，
也不能写成。
（5）用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
2.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)化学键是相邻离子或原子间的强烈的作用力,既包括静电吸引力,又包括静电排斥力。 (　　)
(2)所有物质中都存在化学键。 (　　)
(3)由活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化学键都是离子键。 (　　)
(4)原子最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时,所形成的化学键一定是离子键。 (　　)
(5)非金属元素的两个原子之间形成的一定是共价键,但多个原子间也可能形成离子键。 (　　)
(6)离子化合物中可能含有共价键,共价化合物中一定不含离子键。 (　　)
【答案】(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√
1.下列有关化学键的叙述正确的是(　　)
①化学键被破坏的变化,一定是化学变化
②化学键被破坏的变化,不一定是化学变化
③只要是化学变化一定有新化学键的形成
④化学变化与化学键的断裂与形成没有必然的联系
A.①③ B.②③
C.②④ D.①④
【答案】C　中子数为8的氮原子的质量数为15,可表示为N,选项A错误;HCl中只含共价键,其电子式为H,选项B错误;NH3中含N—H键,NH3的结构式为,选项C正确;Cl-最外层有8个电子,Cl-的结构示意图为,选项D错误。
2.已知A、B、C、D分别是中学化学中常见的四种不同微粒，它们之间有如下图所示反应关系：
①如果A、B、C、D均是10电子微粒，请写出A的化学式_NH(或HF)__；A和B反应生成C、D的离子反应方程式_NH＋OH－===NH3↑＋H2O(或HF＋OH－===F－＋H2O)__。
②如果A、C均是18电子微粒，B、D均是10电子微粒，请写出C的电子式_或者__。
【解析】　①10电子微粒A、B反应得到两种10电子微粒C、D，应该是铵根离子(或者氟化氢)与氢氧根离子反应得到氨气(氟离子)与水，而C能与氢离子反应生成A，B能与氢离子反应生成D，可推知A为NH(HF)，B为OH－，C为NH3(F－)，D为H2O；反应方程式为NH＋OH－===NH3↑＋H2O(或为HF＋OH－===F－＋H2O)。
②如果A、C均是18电子微粒，B、D均是10电子微粒，结合微粒的性质特征和转化关系，可推断：A为H2S，B为OH－，C为HS－或S2－，D为H2O；所以C的电子式为。
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知识清单13 元素周期表、元素周期律
知识点01 原子结构及核外电子排布的规律 知识点02 元素周期表
知识点03 元素周期律 知识点04 化学键
知识点01 原子结构及核外电子排布规律
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．原子构成
（1）原子的质量主要集中在 上；
（2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子 ；
（3）原子在 变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分；
（4）原子核中质子、中子依靠 结合在一起
（5）质量数：将原子核内所有 和 的相对质量取 相加所得的数值
①质量数一定为整数
②质量数仅对原子而言，元素没有
③在计算时，可用质量数代替相对原子质量用于近似计算
2．元素、核素、同位素
（1）“三素”关系及含义
核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于
元素种类 核素种类
相同存在形态的同位素，化学性质 ，物理性质 。
④天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般 。
（2）氢元素的三种核素
①H：用字母 表示，名称为 ，含 个中子。
②H：用字母 表示，名称为 或 ，含 个中子。
H：用字母 表示，名称为 或 ，含 个中子。
④H2、D2、HD均为氢元素的不同 。
（3）常见的重要核素及其应用
U C H（D） H（T） O
核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准 阿伏伽德罗常数基准 制氢弹
（4）微粒符号及意义
（5）同位素的特征“六同三不同”。
特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的
结构：核外电子排布
③分类： 同位素和 同位素，用于进行同位素示踪和作为放射源的是 同位素。
3．核反应
（1）概念： 发生变化的过程，即 数或 数发生变化的反应
（2）变化类型：
①核聚变：H+HHe+n
②核裂变：CN+e－
（3）遵循规律：X+YZ+W
①质子数守恒：
②质量数守恒：
4．“五量”比较
原子质量 原子（核素）的相对原子质量 元素的相对原子质量 元素的近似相对原子质量 质量数
定 义 一个原子的真实质量 一个原子的真实质量与一个_ 的的比值 该元素各种核素原子的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数百分比的乘积之和 ①含义：各核素的质量数乘以各核素所占的百分比再求和（平均值） 一个原子核内 与_ 之和
实 例 一个O原子的质量是2.657×10－26 kg O的相对原子质量约为16 Ar＝Ar1a%＋Ar2b%＋……(其中a%＋b%＋……＝1) ②公式：A（X）＝A1×a%+A2×b%+…… O的质量数为18
备注 ①某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量②一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。③核素的近似相对原子质量＝质量数。
二、微粒中等量关系
1．没有特别说明，所给原子为普通原子（与其相对原子质量最接近）
原子 H C N O Cl
符号
2．常用的计算关系
（1）质量数＝ + ≈原子的
（2）质子数＝各微粒 之和
（3）中子数＝各微粒 之和
（4）电子数＝各微粒 之和±
①原子：核外电子数＝ ＝ ，如N原子：。
阳离子：核外电子数＝ － ，如Na+：。
③阴离子：核外电子数＝ + ，如S2－：。
2．常见的等电子微粒
（1）常见的“10电子”粒子
（2）常见的“18电子”粒子
三、原子核外电子排布的规律
1．电子的运动特征
运动速度_ __，与宏观物体的运动有极大不同：不能同时确定_ __和 __，不能描绘_ __。
2．电子层的表示方法及能量变化
（1）含义：电子运动在 的区域，简化为 的壳层，也称作电子层。
（2）特点：各电子层之间没有明显的界限
（3）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号
离核远近 由 到
能量高低 由 到
3．原子核外电子排布规律及其之间的关系
（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布 个电子，而当它是最外层时，最多可以排布 个电子。
（2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。
4．核外电子排布的表示方法[原子(或离子)结构示意图]
（1） 结构示意图
（2） 结构示意图
①阳离子结构示意图：与上周期的 排布相同
②阴离子结构示意图：与 的稀有气体排布相同
5．具有相同电子层排布的微粒
（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
He
（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
Ne
（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
Ar
（4）特点
①结构特点：电子层数 ，电子总数
②位置特点：阴 阳 稀中间，负电多 正多
③半径特点：原子序数越大，微粒半径
6．原子结构与元素的性质的关系
元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价
稀有气 体元素 （He为 ） 一般不易得失电子 较 ，一般不参与化学反应
金属元素 ＜ 电子 具有 性，表现为 性 只有 ，一般是+1→+3
非金属元素 ≥ 电子 具有 性，表现为 性 既有正价又有负价
7．1~18号元素原子核外电子排布的特点
（1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x
（2）次外层电子数为 或 ；内层电子数为 或
（3）简单离子的最外层电子数为0或 或
8．1～20号元素原子核外电子排布的特点与规律
(1)原子核中无中子的原子： 。
(2)最外层只有一个电子的原子： ；
最外层有两个电子的原子： 。
(3)最外层电子数等于次外层电子数的原子： ；
最外层电子数是次外层电子数2倍的原子： ；
最外层电子数是次外层电子数3倍的原子： 。
(4)电子层数与最外层电子数相等的原子： ；
最外层电子数是电子层数2倍的原子： ；
最外层电子数是电子层数3倍的原子： 。
(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子： 。
(6)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子： 。
(7)与He原子电子层结构相同的离子有： 。
(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的原子： ；
(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素： 。
1．原子结构及核外电子排布规律易错点
（1）并不是所有的原子都由质子和中子构成，如H中没有 。
（2）核素是具有固定 和 的原子，同位素是具有相同质子数的不同核素的互称。
（3）只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量。
（4）质子数相同的微粒不一定属于同一种 ，如F与OH－。
（5）核外电子数相同的微粒，其质子数 一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH与OH－。
（6）不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如6C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。
（7）同位素的物理性质不同但 性质几乎相同。
2．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)22.4 L(标准状况)氩气含有的质子数为18NA。(　　)
(2)1 mol重水和1 mol水中，中子数之比为2︰1。(　　)
(3)中子数为8的氮原子：N。(　　)
(4)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。(　　)
(5)核聚变如H＋H―→He＋n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化。(　　)
(6)235 g核素U发生裂变反应：U＋nSr＋Xe＋10n，净产生的中子(n)数为10NA。(　　)
(7)Cl与Cl得电子能力几乎相同。(　　)
(8)质子数为35、中子数为45的溴原子：Br。(　　)
(9)所有的原子中都含有质子和中子。(　　)
(10)2H＋核外电子数为2。(　　)
3．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)M层是最外层时，最多能容纳18个电子。(　　)
(2)原子最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似。(　　)
(3)地壳中含量最多的金属元素为O。(　　)
(4)LiCl中各原子均满足8电子的稳定结构。(　　)
(5)最外层有5个电子的原子都是非金属原子。(　　)
(6)核外电子排布相同的微粒化学性质也相同。(　　)
(7)NH与PH3均是10电子微粒。(　　)
(8)Cl－和S2－的核外电子数均为18，故离子结构示意图均为。(　　)
(9)NH与Na＋的质子数与电子数均相同。(　　)
(10)16O和18O是氧元素的两种核素，16O与18O核外电子排布不同。(　　)
1．中国计量科学研究院研制的NIM5铯原子喷泉钟，2 000万年不差1秒，目前成为国际计量局认可的基准钟之一，参与国际标准时间修正。关于Cs元素，下列说法错误的是(　　)
A．137Cs和133Cs互为同位素
B．单质Cs与水反应非常缓慢
C．137Cs比133Cs多4个中子
D．137Cs最外层只有1个电子
2．现有部分元素的原子结构特点如表：
X L层电子数是K层电子数的3倍
Y 核外电子层数等于原子序数
Z L层电子数是K层和M层电子数之和
W 共用三对电子形成双原子分子，常温下为气体单质
下列叙述中正确的是(　　)
A．W原子结构示意图为
B．元素X和Y只能形成原子个数比为1︰2的化合物
C．元素X比元素Z的非金属性强
D．X、Y、Z、W四种元素不能形成离子化合物
知识点02 元素周期表
1．元素周期表的出现与演变
（1）首创者：1869年，俄国化学家
（2）编排顺序：按照元素的 由小到大排列
2．元素周期表的编排原则
(1)周期：把 相同的元素，按 的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行。
3．元素周期表的结构
（1）周期：周期序数＝电子层数
周期分类
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
元素种类
（2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等
族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数
族数目
列数目
（3）元素周期表中的特殊元素位置
①过渡元素：副族（ⅢB→ⅡB）和第Ⅷ族10个纵列共六十多种元素，都是金属元素。
②镧系：第 周期 族，57号元素镧到71号元素镥共 种元素。
③锕系：第 周期 族，89号元素锕到103号元素铹共 种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素。
⑤碱金属元素（ⅠA）：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（氢除外）
⑥卤族元素（ⅦA）：F、CL、Br、I、At、Ts（，tián）
⑦氧族元素（ⅥA）：O、S、Se、Te、Po、Lv（鉝，lì）
⑧氮族元素（ⅤA）：N、P、As、Sb、Bi、Mc（馍，mó）
⑨碳族元素（ⅣA）：C、Si、Ge、Sn、Pb、Fl（鈇，fū）
(4)元素周期表结构巧记口诀
横行叫周期，现有一至七， 长 个短，第 已排满。
纵列称为族，共有 族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去 。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
4．族序数与列数的关系
（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差
（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差
（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差
（4）同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
①ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 。
②ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 。
③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 。
5．推测元素在周期表中的位置
（1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
（2）0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数
②推断方法
（3）根据112号和118号元素的位置推测
原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120
族序数 IIB
周期 7
6．元素周期表的应用
（1）金属和非金属的分界线
元素属性：上方为 元素，下方为 元素
分界线处元素，可能具有 ，寻找 材料
全部是金属的族： 、 和
④全部是非金属的族： 和
（2）元素周期表的三大应用
①科学预测：为新元素的发现及预测它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：探矿、研制农药材料等。
7．周期表中的元素
（1）元素种类最多的族： ，共 种元素
（2）元素种类最多的主族： ，共 种元素
（3）元素种类最多的周期： 周期，共 种元素
（4）在短周期中 元素多，在周期表中 元素多。
（5）全部是气体的族：
（6）同时含固体、液体和气体的族：
1．元素周期表的易错点
(1)ⅠA族元素不等同于 金属元素， 元素不属于碱金属元素。
(2)元素周期表第18列是 族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是 族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过 个(1～2个)。
(4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的 序数。
(5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差 (2、3周期)或 (4、5周期)或 (6、7周期)。
(6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是 元素。
(7)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥，共 种元素。
(8)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹，共 种元素。
(9)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
2．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）第ⅠA族全部是金属元素（×）
（2）原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素（ ）
（3）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素（ ）
（4）同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序数相差1（ ）
（5）元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排列而形成的（ ）
（6）元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素（ ）
（7）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1（ ）
（8）元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素（ ）
（9）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小（ ）
（10）若两种元素原子的最外层电子数相同，则元素最高正价一定相同（ ）
（11）原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数（ ）
（12）最外层电子数等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素（ ）
（13）原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦（ ）
（14）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期（ ）
（15）3、4周期同主族元素的原子序数相差8（ ）
1．下列说法错误的是_ __(填序号)。
①F与Br的原子序数相差26
②Ar与Cl－和K＋具有一样的电子层结构
③原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表ⅡA族
④铍(Be)与铝元素具有相似性，则其氧化物及氢氧化物具有两性
⑤L层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
2．元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置如图所示，其中元素Q位于第四周期，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为17。下列说法不正确的是(　 　)
A．原子半径(r)：r(Q)>r(Y)>r(Z)
B．元素X有－4、＋2、＋4等多种价态
C．Y、Z的氧化物对应的水化物均为强酸
D．可以推测H3QO4是Q的最高价氧化物的水化物
知识点03 元素周期律
一、元素周期律
1．元素周期律内容和实质
2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律
金属性 比较 本质 原子越易 电子，金属性越 (与原子失电子数目无关)
判断 方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越
②单质与水或非氧化性酸反应越 ，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越 ，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的 性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性
非金属 性比较 本质 原子越易 电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断 方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越 ，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子 性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越 ，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性
3．某些元素化学性质的递变规律
（1） 金属性、非金属性等性质的递变规律
（2） 最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱
（3） 金属单质与酸或水反应的剧烈程度
（4） 非金属单质与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性
（5） 金属阳离子的氧化性强弱，最低价阴离子及气态氢化物的还原性强弱
4．主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐 逐渐
电子层数 逐渐
原子半径 逐渐 逐渐
离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 r(阴离子) r(阳离子) 逐渐
性质 化合价 最高正化合价由 → (O、F除外)负化合价＝ 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 非金属性逐渐 金属性逐渐 非金属性逐渐
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 阴离子还原性逐渐 阳离子氧化性逐渐 阴离子还原性逐渐
气态氢化物稳定性 逐渐 逐渐
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐 酸性逐渐
5．化合价规律
（1）常用等量关系
①主族元素最高正价＝ ＝ ＝
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝ 或 （氢）
（2）化合价的范围： ≤最高价≤ ， ≤最低价≤
（3）化合价的特殊点
① 元素没有正化合价
② 元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价
③ 元素、 元素没有负化合价
（4）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素： 、 、
②等于2的短周期元素： 、
等于4的短周期元素：
④等于6的短周期元素：
6．微粒半径的比较
（1）相同电性微粒半径大小的比较
①原子半径： 的 最大
②阳离子半径： 的 最大
③阴离子半径： 的 最大
（2）不同电性微粒半径大小的比较
①同周期：阴离子半径 阳离子半径，如Na+ Cl－
②同元素：电子数越多，微粒半径越 ，如Fe2+ Fe3+
③同电子层结构：原子序数越大，离子半径越 ，如Na+ O2－
7．非金属性强：周期表右上角的F最强
（1）单质与氢气容易化合，气态氢化物稳定
（2）最高价含氧酸的酸性强（ 最强），相应盐的碱性
（3）相应阴离子及气态氢化物的还原性
（4）在化合物中显负价元素的非金属性
（5）共用电子对偏向的一方元素的非金属性
（6）特殊情况
①N2与H2很难化合，但氮元素的非金属性很强
②2C+SiO2Si+2CO↑不能说明碳元素的非金属性比硅的强
8．金属性强：周期表左下角的Na最强
（1）单质与酸或水反应
（2）最高价碱的碱性 ，相应盐的酸性
（3）相应阳离子的氧化性
（4）能够从盐溶液中 出其他金属的金属
（5）特殊情况
①活泼性：Ca＞Na，但钠和水反应更剧烈
②反应Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)，不能说明金属性Na＞K
③按周期律Pb比Sn活泼，按金属活动顺序表Sn比Pb活泼
二、短周期元素及其化合物反应的某些特征
1．具备某些特征的置换反应
（1）有黄色固体生成的置换反应
①同主族之间置换：
②不同主族间置换：
（2）固体单质置换出同主族的固体单质：
（3）金属单质置换出非金属的固体单质：
（4）气体单质置换出液体非金属单质：
（5）气体单质置换出固体非金属单质：
①常温置换：
②高温置换：
2．产生淡黄色固体的反应
（1）两种单质化合生成淡黄色固体：
（2）两种化合物混合产生淡黄色固体：
（3）两种溶液混合产生淡黄色固体和刺激性气体：
3．同时生成两种酸性氧化物的反应：
4．加入酸产生沉淀的反应
（1）加入过量盐酸产生白色沉淀
①沉淀不溶于酸和碱：
②沉淀溶于强碱溶液：
（2）通入过量二氧化碳产生白色沉淀
①沉淀溶于强酸和强碱：
②沉淀不溶于强酸溶液：
（3）滴加盐酸至过量先产生白色沉淀，后沉淀溶解
①先沉淀：
②后溶解：
5．加入NaOH溶液先产生白色沉淀，后沉淀溶解
（1）先沉淀：
（2）后溶解：
6．加酸产生能够使品红溶液褪色的气体
（1）无色气体：
（2）有色气体：
7．燃烧产生特征颜色火焰的反应
（1）燃烧产生苍白色火焰：
（2）燃烧产生黄色火焰（冒白烟）：
三、短周期元素的含量和用途
1．短周期元素的含量
短期元素的含量 （1） 地壳中含量最丰富的元素：
（2） 地壳中含量最丰富的金属元素：
（3） 宇宙中含量最丰富的元素：
（4） 空气中含量最多的元素：
（5） 自然界形成化合物种类最多的元素：
（6） 组成岩石和矿物的主要元素：
2．短周期元素的用途
（1） 硅及化合物 可做半导体材料和太阳能电池：
可以作光导纤维：
被称为无机非金属材料主角的元素：
（2） 钠 可与钾的合金用作原子反应堆导热剂：
常用于冶炼金属的金属单质：
单质被用来制造透雾能力强、射程远的路灯：
（3） 镁、铝及化合物 单质可用来制造照明弹燃料：单质镁、单质铝
被称为“国防金属”的元素：
可以作耐火材料的氧化物： 、
（4） 碳 同位素可以用来考古断代：
（5） 氯 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂：
（6） 溴 被称为“海洋元素”的元素：
（7） 氢 同位素可以用来制造核武器：
（8） 氨 可以作致冷剂的简单气态氢化物：
3．短周期元素的结构
（1）不含中子的微粒：
（2）不含电子的微粒：
（3）形成的离子是一个质子的原子：
（4）共用电子对最多的双原子单质：
（5）未成对电子数最多的元素的原子：
（6）最外层电子数是未成对电子数3倍的原子：
4．短周期元素推断的数量突破口
（1）序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差
Z－8X
Z－1Y ZW Z+1M
（2）等量关系：质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子总数
四、短周期元素的制备和性质
1．短周期元素的制备
（1）只能用电解法制得的非金属单质：
（2）只能用电解法制得的金属单质：
（3）不能在玻璃器皿中制取的氢化物：
（4）采用液体空气分馏法制备的单质：
2．短周期元素单质的性质
（1） 与水反应最剧烈的金属单质
（2） 与水反应最剧烈的非金属单质
在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质
（3） 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属
既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质
能与碱反应生成氢气的单质
（4） 能与某种酸反应放氢气的非金属单质
能与碱反应生成氢气的单质
（5） 常温下与水反应生成两种酸的单质
（6） 单质可与热水发生置换反应
（7） 与水在一定条件下反应生成两种气体的单质
（8） 最容易着火的非金属单质
3．短周期元素氧化物的性质
（1） 自然中含氧量最多的氧化物
既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物化合的氧化物
（2） 能够和氢氟酸反应的非金属氧化物
熔沸点高、硬度大的非金属氧化物
不溶于水不和水反应的固体非金属氧化物
（3） 既能和强酸又能和强碱发生非氧化还原反应的氧化物
（4） 人工合成的含氧量最多的氧化物
4．短周期元素简单气态氢化物的性质
（1） 还原性最弱的气态氢化物
稳定性最强的气态氢化物
（2） 能够和水发生化合反应的气态氢化物
呈碱性的气态氢化物
与酸反应生成离子化合物的气态氢化物
（3） 混合后能够产生白烟的气态氢化物
可与水形成喷泉实验的气态氢化物
（4） 水溶液酸性最强的气态氢化物
（5） 常温下为液态的气态氢化物
（6） 含氢元素质量分数最大的碳氢化合物
（7） 还原性最强的气态氢化物
（8） 气态氢化物与其氧化物常温下反应生成其单质的元素
5．短周期元素酸碱的性质
（1） 最高正价氧化物的水溶液碱性最强
受热不易分解生成相应价态氧化物的碱
（2） 具有挥发性的碱
（3） 最高正价氧化物的水溶液酸性最强
（4） 酸性最强的无氧酸
（5） 还原性最强的无氧酸
（6） 具有强还原性的二元含氧酸
（7） 常温下能够和铜或银反应的酸
（8） 难溶性的含氧酸
（9） 最高价氧化物的水溶液与其氢化物能发生氧化还原反应的元素
（10） 最高价氧化物的水溶液与其氢化物能够发生化合反应的元素
（11） 需要保存在棕色瓶中的含氧酸
1．微粒半径大小比较的方法
2．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)酸性：H2SO3>H2CO3，所以非金属性：S>C。(　 　)
(2)酸性：HCl>H2S，所以非金属性：Cl>S。(　 　)
(3)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。(　 )
(4)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(　)
(5)金属M、N分别与氯气反应生成MCl、NCl2，可知M的金属性小于N的金属性。(　　)
(6)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(　　)
(7)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。(　　)
(8)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(　　)
(9)同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大。(　　)
(10)科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的P元素。(　　)
(11)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均呈酸性。(　　)
(12)N和As属于第ⅤA族元素，N原子得电子能力比As原子强。(　　)
(13)族序数等于其周期序数的元素一定是金属元素。(　　)
(14)Si、S、Cl的最高价氧化物都能与水反应生成相应的酸，且酸性依次增强。(　　)
(15)原子的电子层数越多，半径越大。(　　)
1．下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　C　)
元素符号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．L2＋与R2－的核外电子数相等
B．氢化物的稳定性为H2TC．M与L形成的最高价氧化物对应水化物的碱性：L>M
D．单质与等浓度的稀盐酸反应的速率为Q>L
2．X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。Y元素的最高正价为＋4价，Y元素与Z、M元素相邻，且与M元素同主族；化合物Z2X4的电子总数为18个；Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是(　D　)
A．原子半径：ZB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y>M
C．X2Z－ZX2易溶于水，其水溶液呈碱性
D．X、Z和Q三种元素形成的化合物一定是共价化合物
知识点04 化学键
一、化学键
1．化学键
(1)化学键的定义及分类。
(2)化学反应的本质：反应物的旧化学键_ __与生成物的新化学键_ __。
2．离子键、共价键的比较
离子键 共价键
性键 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 阴、阳离子的静电作用 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 元素原子之间成键 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
存在举例 如 NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 ①非金属单质，如H2、O2等；②共价化合物H2O2、C2H6等；③某些离子化合物，如Na2O2等 ①如HCl、CO2、CH4等；②如NaOH、ZnSO4某些离子化合物等
3．化学键和化合物类型的关系
（1）共价化合物中 ，一定不含
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①Na2O2： 和
②NaOH： 和
NH4NO3： 、
④CH3COONH4：
4．物质熔化、溶解时化学键的变化
（1）离子化合物的溶解或熔化过程：均电离出自由移动的 离子， 被破坏。
（2）共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内 被破坏，如CO2和SO2等。
②有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成 ，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。
③有些共价化合物溶于水后，其分子内的 不被破坏，如蔗糖（C12H22O11）、酒精（C2H5OH）等。
5．离子化合物XaYb中是否含共价键的判断
非金属Y的价态 所含阴离子 是否含共价键
最低价 Ya－ 不含
非最低价 Yba－ 含有
（1）Na2Sx是由 和 构成的
（2）NaBr3是由 和 构成的
（3）K3C60是由 和 构成的
（4）Na2O2是由 和 构成的
（5）CaCl2是由 和 构成的
（6）Mg3N2是由 和 构成的
6．判断共价型微粒中原子最外层电子数
（1）若分子中含氢原子，则一定不满足8e－稳定结构
（2）共价型微粒：N（e－）＝原子的 + ±
①PCl3：N（e－）P＝5+3＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
②NH4+：N（e－）N＝5+4－1＝8，N（e－）H＝1+1＝2
③AlCl4－：N（e－）Al＝3+4+1＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
④COCl2：N（e－）C＝4+4＝8，N（e－）O＝6+2＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8（Cl－－Cl）
7．元素组成化合物
（1）非金属元素形成的物质
①盐： ；②碱： ；③离子化合物：
（2）由N、H元素形成的化合物
①只含极性共价键的共价化合物：
②含极性和非极性共价键的共价化合物：
③离子化合物：
（3）由H、N、O元素形成的化合物
①含氧酸： 、
②碱：
③离子化合物： 、
（4）由Na、S元素形成的化合物
①只含离子键：
②同时含离子键和共价键：
（5）由H、C、N、O元素形成的化合物
①离子化合物： 、 、
②按个数比4∶1∶2∶1组成的能水解的有机物： （尿素）
③既能和酸又能和碱反应的最简单的有机物： （－氨基乙酸）
（6）由H、S、O、Na元素形成的化合物
①强酸的酸式盐：
②弱酸的酸式盐：
③二者反应的离子方程式：
（7）短周期同主族元素形成的离子化合物： 、
二、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子 H Mg B C N O F Ne
电子式
2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子 H－ N3－ O2－ F－
电子式
4．共价分子的电子式的书写
共价分子电子书写步骤 画 标 补 结构式 共用电子对 各原子最外层所缺的电子数 第1步 第2步 第3步
分子 N2 O2 H2S H2O2 HCN SCl2
结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H H－C≡N Cl－S－Cl
电子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 CO2 HClO
结构式 O＝C＝O H－O－Cl
电子式
5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子
离子 NH4+ H3O+ CH3+ NH2－ OH－ O22－ CN－ C22－
电子式
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS
电子式
离子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO
电子式
7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：
离子化合物 用电子式表示离子化合物的形成过程
NaCl
MgCl2
Na2O
（2）共价化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例
共价化合物 用电子式表示共价化合物的形成过程
HCl
H2O
NH3
CH4
CO2
1.化学键的易错点：
（1）由活泼金属与活泼非金属形成的化学键 都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。
（2）非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可能形成离子键，如NH4Cl等。
（3）影响离子键强弱的因素是离子 和所带 ：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，熔、沸点越高。
电子式的书写易错点：
（1）一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
（2）同一原子的电子式不能既用 又用“ ”表示。
（3）“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
（4）在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将 阴离子或两个 离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，
也不能写成。
（5）用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
2.判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)化学键是相邻离子或原子间的强烈的作用力,既包括静电吸引力,又包括静电排斥力。 (　　)
(2)所有物质中都存在化学键。 (　　)
(3)由活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化学键都是离子键。 (　　)
(4)原子最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时,所形成的化学键一定是离子键。 (　　)
(5)非金属元素的两个原子之间形成的一定是共价键,但多个原子间也可能形成离子键。 (　　)
(6)离子化合物中可能含有共价键,共价化合物中一定不含离子键。 (　　)
1.下列有关化学键的叙述正确的是(　　)
①化学键被破坏的变化,一定是化学变化
②化学键被破坏的变化,不一定是化学变化
③只要是化学变化一定有新化学键的形成
④化学变化与化学键的断裂与形成没有必然的联系
A.①③ B.②③
C.②④ D.①④
2.已知A、B、C、D分别是中学化学中常见的四种不同微粒，它们之间有如下图所示反应关系：
如果A、B、C、D均是10电子微粒，请写出A的化学式_NH(或HF)__；A和B反应生成C、D的离子反应方程式_ 。
②如果A、C均是18电子微粒，B、D均是10电子微粒，请写出C的电子式_ __。
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