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第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
一、原子的构成
1．构成原子的微粒及其性质
2．质量数
(1)概念：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，所得的数值叫做质量数，常用A表示。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②质子数＝核电荷数＝核外电子数。
3．微粒符号周围数字的含义
二、原子核外电子排布
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
(2)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
2．核外电子排布规律
(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即按K→L→M……顺序排列。
(2)K层为最外层时最多容纳的电子数为2，除K层外，其他各层为最外层时，最多容纳的电子数为8。
(3)K层为次外层时，所排电子数为2，除K层外，其他各层为次外层时，最多容纳的电子数为18。
3．核外电子排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
4．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(1)原子结构示意图
①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。 如钠的原子结构示意图：
②用弧线表示电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。
(2)离子结构示意图
①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层。
如MgMg2＋
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数不变。
如FF－
5．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，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，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，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，表现出氧化性，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8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0价。
6．1～18号元素原子结构的特殊关系
特殊关系 对应元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne
最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al
最外层有1个电子 H、Li、Na
最外层有2个电子 He、Be、Mg
7．常见“10电子”“18电子”微粒
(1)“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子 Ne N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
二核10电子 HF OH－
三核10电子 H2O NH
四核10电子 NH3 H3O＋
五核10电子 CH4 NH
(2)常见的“18电子”的微粒：
分子 阳离子 阴离子
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 K＋、Ca2＋ P3－、S2－、HS－、Cl－
(3)其他等电子数的粒子
①“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。
② “9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2。
③“14电子”的粒子：Si、N2、CO、CN－。
④“16电子”的粒子：S、O2。
三、元素周期表
1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．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。
从上到 下行数 名称 元素种数 原子的电 子层数 同周期内元素原子序数的变化规律
1 第一周期 短周期 2 1 从左到右，依次变大
2 第二周期 8 2
3 第三周期 8 3
4 第四周期 长周期 18 4
5 第五周期 18 5
6 第六周期 32 6
7 第七周期 32 7
(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。
项目 定义 族序数
主族 由短周期和长周期元素共同构成的族，用A表示。 ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA
副族 完全由长周期元素构成的族，用B表示。 ⅠB、ⅡB、ⅢB……ⅦB
第8、9、10列元素 Ⅷ
0族 稀有气体元素 0
4．认识周期表中元素相关信息
5．元素周期表中的特殊位置
(1)分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)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。
(4)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。
(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
四、元素、核素、同位素
1．概念
(1)元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称，一种元素可有多种核素。
(2)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，表示方法X。
(2)同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
2．元素、核素、同位素的联系与区别
(1)现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。
(2)不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。
(3)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。
(4)同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
(5)同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
(6)元素、核素、同位素、同素异形体的联系
3．同位素的特征
(1) “同位”指的是在同期表中的位置相同(核外电子排布一样)
(2)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。同位素的“六同三不同”
(3)天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。
4．氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子；
H：用字母D表示，名称为氘或重氢；
H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
5．几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
五、元素金属性、非金属性强弱的比较方法
1．元素金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强
金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B
金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强
单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe
2．元素非金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强
非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素
单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S
3．元素化学性质与原子结构的关系
原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质
稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易得失 稳定
金属元素 一般＜4 易失去 不稳定
非金属元素 一般≥4 易得到 不稳定
由上表可知，原子结构决定元素的化学性质。
六、碱金属元素
1．碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大
相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强
2．碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大，钾除外熔点逐渐降低，沸点逐渐降低，硬度逐渐减小
3．碱金属的化学性质
碱金属 性质 锂 钠 钾
与氧 气反应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。
与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2↑ 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2K+2H2O=2KOH+H2↑
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2
4．碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性
5．碱金属元素单质的特殊性
(1)碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
(2)碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
(3)碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
二、卤族元素
卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。
1.卤素的原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
原子结构示意图
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
①结构相似性：最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价(F例外)。
②结构递变性：从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。
2.卤素单质分子结构与物理性质
①分子结构：
相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体
不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次增大，分子间力依次增强。
②卤素单质的物理性质：
单质 颜色 状态(常态) 密度 溶点/(0C) 沸点/(0C) 溶解度(100g水中) 毒性
F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒
Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒
Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒
I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒
a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低(其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华)。
b.卤素单质物理性质的递变性
单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化
F2→Cl2→Br2→I2 渐深↓ 渐大↓ 渐高↓ 渐高↓ 渐小↓
c.卤素单质在不同溶剂中的颜色
水中 CCl4 汽油 C2H5OH
F2 强烈反应 反应 反应 反应
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红
I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色
d.卤素单质物理特性
(1)液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下唯一的液态非金属。
(2)碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。
(3)卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。
(4)氟(F2)：氟是最活泼的非金属元素(氟元素只有0价、－1价，无正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸(HFO)，其中氟仍为－1价)，F2单质是氧化性最强的单质。
第二节 元素周期律
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
1．原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期 3→10 2 1→8
第三周期 11→18 3 1→8
规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论
第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071大→小
第三周期 11→17 0.186→0.099大→小
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8
第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1
规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
4．结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
二、同主族元素的性质变化规律
项目 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大
电子层数 逐渐增多
原子半径 逐渐增大
离子半径 逐渐增大
性质 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 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
三、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子，为原子核外跟元素化合价有关的电子。
②具体内容：主族元素的价电子＝最外层电子数，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)化合价规律
①主族元素：最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
②非金属主族元素化合价一般规律：最低负价＝主族序数－8(H除外)；最高正价＋|最低负价|＝8。
四、元素周期表和元素周期律的应用
1．根据元素周期表中的位置寻找未知元素
2．预测元素的性质(由递变规律推测)
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
(2)推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
3．启发人们在一定区域内寻找新物质
(1)金属与非金属分界线半导体材料，如Si、Ge、Ga等。
(2)过渡元素催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。
(3)周期表右上角(氟、氯、硫、磷、砷等元素)制造农药的元素。
4．依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式
知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素)
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7
最高价含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
第三节 化学键
一、离子键和离子化合物
1．离子键
2．离子化合物
3．关系：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物。
二、共价键和共价化合物
1．共价键
2．共价化合物
三、离子键和共价键的比较
离子键 共价键
定义 阴、阳离子之间的相互作用 原子之间通过共用电子对形成的相互作用
成键微粒 阴、阳离子 原子
本质 阴、阳离子之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用
形成条件 一般活泼金属元素原子与活泼非金属元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键
存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物
四、离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
概念 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物
构成粒子 阴、阳离子 原子
粒子间的作用 离子键 共价键
熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性 熔融态或水溶液中导电 熔融态时，不导电。溶于水时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
熔化时 破坏的作用力 离子键 一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2)
实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物
五、电子式
1．电子式的书写
原子 书写规则 元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
示例 ·Na ·Mg· ·· ·· ·· ·· ·∶ ∶∶
简单离子 书写规则 简单阳离子：是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，其电子式就是阳离子的符号
简单阴离子：不但要画出最外层电子数，而且还应用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷数
示例 Na＋ Li＋ Mg2＋ Al3＋ [∶∶]2－ [∶∶]－
复杂离子 书写规则 要标明电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角标明电性和电量
示例 [∶∶H]－ [H∶∶]－ [∶∶∶]2－
离子化合物 书写规则 离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子间隔排列
示例 Na＋[：：]－ [∶∶]－Mg2＋[∶∶]－ Na＋[∶∶]2－Na＋
2．用电子式表示离子化合物的形成过程
(1)反应物是原子的电子式；
(2)生成物是离子化合物的电子式；
(3)不同反应物之间用“”表示电子转移；
(4)反应物和生成物之间用“―→”连接。
六、几种典型物质的电子式、结构式和模型
物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4
电子式
结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H
球棍模型
比例模型
七、判断离子化合物与共价化合物的方法
1．根据化合物的基本类型判断
(1)常见的盐中绝大多数都是离子化合物，少数盐是共价化合物。如AlCl3是共价化合物。
(2)常见的强碱是离子化合物，弱碱是共价化合物。如KOH、NaOH、Ba(OH)2是离子化合物，NH3·H2O是共价化合物。
(3)活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物，其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物。如MgO、CaO、Na2O、K2O、Na2O2等是离子化合物，SO2、SO3、NO2、CO2、CO、SiO2、P2O5、H2O、H2O2等是共价化合物。
(4)活泼金属的氢化物是离子化合物，其他元素的氢化物多是共价化合物。如NaH、CaH2等是离子化合物，HF、HCl、HBr、HI、H2O、H2S、NH3、CH4等是共价化合物。
2．根据化合物的导电性判断
熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。
3．根据化合物的熔、沸点判断
熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物，而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。
八、化学键、分子间作用力、氢键的比较
化学键 分子间力 氢键
概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用)
作用力范围 分子内 分子间 分子间
作用力强度 化学键＞氢键＞范德华力
影响其强度的因素 ①离子键：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强；②共价键：原子半径越小，非金属性越强，共价键越强。 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大；②分子的极性越大，范德华力越大 对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大
性质影响 ①离子键：离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高；②共价键：共价键越强，单质或化合物的稳定性越大 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越大，物质的熔、沸点越高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低，对电离、溶解度等产生影响
▁▃▅▇易错点01：原子结构易错点
(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)电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。
(3)易失去1个电子形成＋1价阳离子的不一定是金属原子，如氢原子失去1个电子形成H＋。
(4)形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子，如Li＋为2个电子稳定结构。
(5)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。
(6)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。
(7)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
(8)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－。
(9)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。
(10)同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同。
▁▃▅▇易错点02：元素周期表和元素周期律的认识误区
(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价，O无最高正价)。
(2)误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”)。
(3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
(4)误认为得失电子数多的原子，得失电子的能力一定强。其实不然，不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。
(5)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价)。
(6)误认为负极的金属性一定大于正极的金属性。在利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
▁▃▅▇易错点03：元素金属性、非金属性强弱的比较误区
(1)金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
(2)难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。
(3)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。
(4)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。
(5)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO(6)原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。如不能用Cl在反应中得到1个电子，S在反应中得到2个电子，说明非金属性S>Cl。
(7)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。
(8)原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价，说明非金属性Cl>S。
▁▃▅▇易错点04：电子式的书写误区
(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。
▁▃▅▇易错点05：对化学键的理解误区
(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)含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。
(4)只含有共价键的化合物一定是共价化合物。
(5)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。
(6)离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
(7)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。
(8)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。
(9)可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。
(10)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。
(11)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。
▁▃▅▇易错点06：粒子间作用力判断常见错误
(1)认为有化学键破坏的变化一定是化学变化，如HCl溶于水破坏共价键是物理变化。
(2)认为物质在熔化时都破坏化学键，如HCl、S等熔化时不破坏化学键。
(3)认为物质中均含化学键，如稀有气体中不含化学键。
(4)认为只含非金属元素的化合物不存在离子键，如NH4NO3中存在离子键。
(5)认为金属与非金属之间不能形成共价键，如AlCl3中存在共价键。
(6)认为离子化合物中不存在共价键，如NaOH中存在共价键。
(7)认为共价化合物中存在离子键，根据离子化合物定义若含离子键一定是离子化合物。
(8)认为二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间存在分子间作用力，但分子间作用力只存在于由共价键形成的多数化合物分子之间和绝大多数非金属单质分子之间，二氧化硅、金刚石不是由分子构成的物质，故不存在分子间作用力。
■方法02 求一定质量的某物质中粒子数
【解题通法】
物质的质量物质的量指定粒子的物质的量粒子数
【典型例题】若NA为阿伏加德罗常数，已知某元素的阴离子Rn-的原子核中，中子数为A-x＋n，其中A为原子的质量数，则m g Rn-中电子总数为
A． B． C． D．
【答案】D
【解析】m g Rn-的总物质的量为mol，所含的电子总数为[A-(A-x＋n)＋n]=x，所以m g Rn-的电子总数为·NA·x=个，故选D。
■方法02 微粒半径大小的比较
【解题通法】
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。
【典型例题】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( )
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
【答案】A
【解析】A项，电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；同一元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大；r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)，A正确；B项，原子X与Y的原子序数X＞Y，若X周期数大于Y，则原子半径X>Y，B错误；C项，电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+■方法03 元素金属性和非金属性强弱的判断
【解题通法】
三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序表：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(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，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
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
【典型例题】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( )
选项 事实 结论
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 由水溶液的酸性：HCl＞H2S 非金属性：Cl＞S
D t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI 非金属性：Br＞I
【答案】C
【解析】A项，与冷水反应，Na比Mg剧烈，说明钠的活泼性比镁活泼，因此金属性：Na＞Mg，不符合题意；B项，根据同主族从上到下，金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，根据Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，其金属性：Ca＞Mg，不符合题意；C项，判断非金属性可以通过：最高价氧化物对应水化物酸性越强，其非金属性越强，故应比较酸性HClO4＞H2SO4，或：非金属性越强，简单氢化物越稳定，可以通过氢化物的稳定性HCl＞H2S，符合题意；D项，t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI，说明HI的稳定性比HBr的稳定性弱，根据同主族从上到下非金属性逐渐减弱，其气态氢化物稳定性逐渐减弱，因此能得出非金属性：Br＞I，不符合题意。
■方法04 元素性质变化规律
【解题通法】
① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)
② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1
④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱
⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强
【典型例题】下列关于元素周期律的叙述中不正确的是
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次减弱
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子序数大小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
【答案】A
【解析】A项，Na、Mg、Al在同周期，最外层电子数分别为1、2、3，从左向右金属性减弱，则单核离子的氧化性依次增强，A错误；B项，P、S、Cl在同周期，最高正价分别为5、6、7，从左向右非金属性增强，则气态氢化物的稳定性增强，B正确；C项，同周期从左向右原子序数逐渐增大，原子序数大小关系为Na■方法05 判断物质的化学键
【解题通法】
【典型例题】下列有关化学键与物质构成说法正确的是
A．、均为共价化合物，分子中各原子均满足8电子稳定结构
B．属于离子化合物，该物质中只存在离子键
C．在和中，均存在共价键
D．置于潮湿空气中既有旧离子键和共价键破坏，又有新离子键和共价键形成
【答案】D
【解析】A项，为单质，不属于化合物，故A错误；B项，属于离子化合物，其电子式为，铵根离子中存在氮氢共价键，即该物质中既存在离子键、又存在共价键，故B错误；C项，的电子式为，过氧化钠中既有离子键又有共价键，的电子式为，氯化钙中只有离子键没有共价键，故C错误；D项，置于潮湿空气中，和水反应的化学方程式为2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑，该反应中既有Na2O2中离子键的破坏、水中共价键的破坏，又有NaOH中离子键的形成、O2中共价键的形成，故D正确；答案为：D。
■方法06 电子式书写方法
【解题通法】
(1)分清键型(是离子键还是共价键)
(2)形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷
(3)成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构
(4)电子式表示形成过程。左边写原子的电子式，右边写化合物的电子式，中间用箭头连接，离子化合物还要用箭头表示出电子的转移方向，不写反应条件。
【典型例题】下列有关化学用语使用正确的是( )
A．氯原子的电子式为，的电子式为
B．的电子式为
C．Na和Cl形成离子键的过程：
D．电子式表示形成过程：
【答案】C
【解析】A项，Cl-是阴离子，最外层有8个电子，且应该用中括号括起来，故其电子式为，故A错误；B．氯离子是阴离子，应表示出其最外层电子，扩上中括号，标上所带负电荷，则氯化铵的电子式为，B错误；C项，Na原子最外层只有1个电子，容易失去，使次外层变为最外层，达到8个电子的稳定结构，Cl原子最外层有8个电子，容易得到1个电子，使最外层达到8个电子的稳定结构，因此Na和Cl通过离子键结合形成NaCl，形成离子键的过程可表示为：，C正确；D项，镁原子失去电子、氯原子得到电子形成离子化合物氯化镁，表示为，D错误；故选C。
■方法07 元素推断题的解题策略
【解题通法】
(1)由元素原子或离子的核外电子排布推断
(2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断
(3)由元素在周期表中的位置推断
在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断：
【典型例题】已知X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。其中X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个；Z元素原子最外层有1个电子；W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数。下列说法正确的是
A．W元素形成的阴离子的结构示意图为
B．化合物XY属于酸性氧化物
C．化合物Z2Y能与XY2发生氧化还原反应
D．化合物Z2W中阴、阳离子的最外层电子数均达到8个电子稳定结构
【答案】D
【解析】X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍，则X为C，Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个，则Y为O，Z元素原子最外层有1个电子，Z为Na，W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数，则W为S。A项，W形成的阴离子为S2-，其结构示意图为，A错误；B项，化合物XY为CO，CO属于不成盐氧化物，不是酸性氧化物，B错误；C项，化合物Z2Y为Na2O，XY2为CO2，Na2O和CO2反应生成Na2CO3，元素化合价没有发生变化，没有发生氧化还原反应，C错误；D项，化合物Z2W为Na2S，其阴离子为S2-，阳离子为Na+，这两种离子最外层电子数均达到8电子稳定结构，D正确；故故选D。第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
一、原子的构成
1．构成原子的微粒及其性质
2．质量数
(1)概念：将原子核内所有_________和_________的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做_________数，常用_________表示。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝_________数(Z)＋_________数(N)。
②质子数＝_________数＝_________数。
3．微粒符号周围数字的含义
二、原子核外电子排布
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的_________内运动。我们把不同_________简化为不连续的壳层，也称作_________。
(2)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______
2．核外电子排布规律
(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即按K→L→M……顺序排列。
(2)K层为最外层时最多容纳的电子数为2，除K层外，其他各层为最外层时，最多容纳的电子数为8。
(3)K层为次外层时，所排电子数为2，除K层外，其他各层为次外层时，最多容纳的电子数为18。
3．核外电子排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
4．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(1)原子结构示意图
①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示____________。 如钠的原子结构示意图：
②用弧线表示________。
③弧线上的数字表示该电子层上的________。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外________。
(2)离子结构示意图
①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数________________。
如MgMg2＋
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数________。
如FF－
5．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________4，较易________电子，形成________离子，表现出________性，在化合物中显________化合价。
②非金属元素原子的最外层电子数一般________4，较易________电子，活泼非金属原子易形成________离子，表现出________性，在化合物中主要显_______化合价。
③稀有气体元素的原子最外层为______电子(氦为______电子)稳定结构，________失去或得到电子，通常表现为0价。
6．1～18号元素原子结构的特殊关系
特殊关系 对应元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半 ________
最外层电子数等于次外层电子数 ________
最外层电子数等于次外层电子数的2倍 ________
最外层电子数等于次外层电子数的3倍 ________
最外层电子数等于次外层电子数的4倍 ________
最外层电子数等于电子层数 ________
最外层有1个电子 ________
最外层有2个电子 ________
7．常见“10电子”“18电子”微粒
(1)“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子 ________ ______________________________
二核10电子 ________ ___________
三核10电子 ________ ___________
四核10电子 ________ ___________
五核10电子 ________ ___________
(2)常见的“18电子”的微粒：
分子 阳离子 阴离子
_______________________________________ __________________ ____________________
(3)其他等电子数的粒子
①“2电子”的粒子：____________________。
② “9电子”的粒子：____________________。
③“14电子”的粒子：____________________。
④“16电子”的粒子：____________________。
三、元素周期表
1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家________绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为________，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．编排原则
(1)周期：把________相同的元素，按原子序数________的顺序，从______至______排成的横行。
从上到 下行数 名称 元素种数 原子的电 子层数 同周期内元素原子序数的变化规律
1 第一周期 短周期 2 1 从左到右，依次变大
2 第二周期 8 2
3 第三周期 8 3
4 第四周期 长周期 18 4
5 第五周期 18 5
6 第六周期 32 6
7 第七周期 32 7
(2)族：把________________相同的元素，按电子层数________的顺序，从______至______排成的纵行。
项目 定义 族序数
主族 由________和________元素共同构成的族，用______表示。 ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA
副族 完全由________元素构成的族，用______表示。 ⅠB、ⅡB、ⅢB……ⅦB
_____________列元素 Ⅷ
0族 稀有气体元素 0
4．认识周期表中元素相关信息
5．元素周期表中的特殊位置
(1)分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为________区和________________区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为________区，分界线右面为________________区。
③分界线附近元素的性质：既表现________的性质，又表现________________的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是______元素。
(3)镧系：元素周期表第______周期中，______号元素镧到______号元素镥共______种元素。
(4)锕系：元素周期表第______周期中，______号元素锕到______号元素铹共______种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中______号元素铀(U)以后的各种元素。
四、元素、核素、同位素
1．概念
(1)元素：具有相同____________的一类原子的总称，一种元素可有多种核素。
(2)核素：具有一定数目的________和一定数目的________的一种原子叫做核素，表示方法X。
(2)同位素：________相同而________不同的同一元素的不同核素互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
2．元素、核素、同位素的联系与区别
(1)现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数________118种。
(2)不同核素可能具有相同的________数，如H、H；也可能具有相同的________数，如C、O；也可能具有相同的________数，如C、N。
(3)同位素之间的转化，既不是________变化也不是________变化，是________反应。
(4)同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全________。
(5)同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全________。
(6)元素、核素、同位素、同素异形体的联系
3．同位素的特征
(1) “同位”指的是在同期表中的位置相同(核外电子排布一样)
(2)相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全________，物理性质________。同位素的“六同三不同”
(3)天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般________。
4．氢元素的三种核素
H：名称为______，不含________；
H：用字母______表示，名称为______或______氢；
H：用字母______表示，名称为______或____________氢。
5．几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 ________ ________________ ________ ________
五、元素金属性、非金属性强弱的比较方法
1．元素金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越_____
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越_____
最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越_____
金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性_____于元素B
金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越_____
单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na_____Fe
2．元素非金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越_____
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越_____
最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强
非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性_____于B元素
单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越_____
单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl_____S
3．元素化学性质与原子结构的关系
原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质
稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易_________ _________
金属元素 一般______ 易_________ _________
非金属元素 一般______ 易_________ _________
由上表可知，原子结构决定元素的_________。
六、碱金属元素
1．碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐_________，原子半径越来越______
相同点 最外层均有______个电子，均______失电子，有较强_________性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越_________
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越_________
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越______
2．碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐_________，钾除外熔点逐渐_________，沸点逐渐_________，硬度逐渐_________
3．碱金属的化学性质
碱金属 性质 锂 钠 钾
与氧 气反应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式 __________________ __________________ __________________
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成__________________，Li却只生成_________，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。
与水反应 现象 _______在水面，缓慢反应，产生气体 ______在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 _______在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方程式 __________________ __________________ __________________
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次_________，都生成_________
4．碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性
5．碱金属元素单质的特殊性
(1)碱金属的密度一般随核电荷数的增大而_________，但_________的密度比钠的小。
(2)碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在_________中。
(3)碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是_________化合物，其中氢以______形式存在，显______价，碱金属氢化物是_________剂。
二、卤族元素
卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为_________分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。
1.卤素的原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
原子结构示意图
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
①结构相似性：最外层都是______个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的_________性，其最低价为______价。最高价为______价(______例外)。
②结构递变性：从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐_________。卤素原子_________能力越来越弱，其元素的_________越来越弱。
2.卤素单质分子结构与物理性质
①分子结构：
相同点：均为_________分子，其结构式为_________，卤素单质分子为_________分子，其晶体均为_________晶体
不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次_________，分子间力依次_________。
②卤素单质的物理性质：
单质 颜色 状态(常态) 密度 溶点/(0C) 沸点/(0C) 溶解度(100g水中) 毒性
F2 _______色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒
Cl2 _______色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒
Br2 ______色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒
I2 _______色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒
a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均______溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为_________晶体，所以它们的熔沸点都_________ (其中氯气_________，液溴_________，碘_________)。
b.卤素单质物理性质的递变性
单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化
F2→Cl2→Br2→I2 渐深↓ 渐大↓ 渐高↓ 渐高↓ 渐小↓
c.卤素单质在不同溶剂中的颜色
水中 CCl4 汽油 C2H5OH
F2 强烈反应 反应 反应 反应
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄→______ 橙→______ 橙→______ 橙→______
I2 ______→褐 ______→深紫 浅紫红→______ ______色
d.卤素单质物理特性
(1)液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常_________液封，盛溴的试剂瓶不可选用_________。常温下唯一的_________非金属。
(2)碘易升华，这是_________变化。可用于_________I2。
(3)卤素单质______易溶于水，______溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。
(4)氟(F2)：氟是_________的非金属元素(氟元素只有______价、______价，______正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸(_________)，其中氟仍为______价)，F2单质是氧化性_________的单质。
第二节 元素周期律
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
1．原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 ______ 1→______ 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期 3→10 ______ 1→______
第三周期 11→18 ______ 1→______
规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论
第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐_________ (不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071大→小
第三周期 11→17 0.186→0.099大→小
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐________(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝______
第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1
规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
4．结论：随着_________的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现_______的变化。
二、同主族元素的性质变化规律
项目 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大
电子层数 逐渐_________
原子半径 逐渐_________
离子半径 逐渐_________
性质 化合价 相同，最高正化合价＝_________ (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_________
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_________
非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成_________，热稳定性逐渐_________
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐_________，酸性逐渐_________
三、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
1．元素周期表与元素周期律的关系
(1)元素周期表是__________________的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：同周期元素从左到右金属性逐渐_________，非金属性逐渐_________；同主族元素从上到下金属性逐渐_________，非金属性逐渐_________。
2．元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属性强的元素在周期表的_________方，最强的是______ (放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的_________方(稀有气体除外)，最强的是______。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的_________，又能表现出一定的_________，故元素的_________与________________之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
(1)价电子
①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成_________的电子，为原子核外跟元素_________有关的电子。
②具体内容：主族元素的价电子＝_______________，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)化合价规律
①主族元素：最高正化合价＝_________＝_________ _________ (O、F除外)。
②非金属主族元素化合价一般规律：最低负价＝___________(H除外)；最高正价＋|最低负价|＝______。
四、元素周期表和元素周期律的应用
1．根据元素周期表中的位置寻找_________
2．预测元素的性质(由递变规律推测)
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2______Al(OH)3、Ca(OH)2______Mg(OH)2，则Ca(OH)2______Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
(2)推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难______；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt______稳定，水溶液呈______性，AgAt______溶于水等。
3．启发人们在一定区域内寻找新物质
(1)金属与非金属分界线_________材料，如Si、Ge、Ga等。
(2)过渡元素_________和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。
(3)周期表右上角(氟、氯、______、______、______等元素)制造_________的元素。
4．依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式
知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素)
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 _________ _________ _________ _________
最高价氧化物 _________ _________ _________ _________
最高价含氧酸 _________ _________ _________ _________
第三节 化学键
一、离子键和离子化合物
1．离子键
2．离子化合物
3．关系：离子化合物一定含有_________键，含_________键的化合物一定是离子化合物。
二、共价键和共价化合物
1．共价键
2．共价化合物
三、离子键和共价键的比较
离子键 共价键
定义 _________之间的相互作用 原子之间通过____________形成的相互作用
成键微粒 _________ _________
本质 _________之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用
形成条件 一般_________元素原子与_________元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键
存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物
四、离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
概念 含有_________的化合物 _________的化合物
构成粒子 _________ _________
粒子间的作用 离子键 共价键
熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性 _________或_________中导电 _________时，不导电。_________时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
熔化时 破坏的作用力 _________ 一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2)
实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物
五、电子式
1．电子式的书写
原子 书写规则 元素符号周围标明元素原子的_____________，每个方向不能超过______个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
示例 ·Na ·Mg· ·· ·· ·· ·· ·∶ ∶∶
简单离子 书写规则 简单阳离子：是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，其电子式就是_________的符号
简单阴离子：不但要画出__________________，而且还应用“_________”括起来，并在右上角注明所带电荷数
示例 Na＋ Li＋ Mg2＋ Al3＋ [∶∶]2－ [∶∶]－
复杂离子 书写规则 要标明电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角标明______性和______量
示例 [∶∶H]－ [H∶∶]－ [∶∶∶]2－
离子化合物 书写规则 离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子间隔排列
示例 Na＋[：：]－ [∶∶]－Mg2＋[∶∶]－ Na＋[∶∶]2－Na＋
2．用电子式表示离子化合物的形成过程
(1)反应物是原子的_________；
(2)生成物是离子化合物的_________；
(3)不同反应物之间用“”表示电子转移；
(4)反应物和生成物之间用“_________”连接。
六、几种典型物质的电子式、结构式和模型
物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4
电子式
结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H
球棍模型
比例模型
七、判断离子化合物与共价化合物的方法
1．根据化合物的基本类型判断
(1)常见的盐中绝大多数都是_________化合物，少数盐是共价化合物。如AlCl3是共价化合物。
(2)常见的强碱是_________化合物，弱碱是共价化合物。如KOH、NaOH、Ba(OH)2是离子化合物，NH3·H2O是共价化合物。
(3)活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物，其他元素的氧化物、过氧化物一般是_________化合物。如MgO、CaO、Na2O、K2O、Na2O2等是离子化合物，SO2、SO3、NO2、CO2、CO、SiO2、P2O5、H2O、H2O2等是共价化合物。
(4)活泼金属的氢化物是离子化合物，其他元素的氢化物多是_________化合物。如NaH、CaH2等是离子化合物，HF、HCl、HBr、HI、H2O、H2S、NH3、CH4等是共价化合物。
2．根据化合物的导电性判断
熔融状态下能导电的化合物是_________化合物，熔融状态下不能导电的化合物是_________化合物。
3．根据化合物的熔、沸点判断
熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物，而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。
八、化学键、分子间作用力、氢键的比较
化学键 分子间力 氢键
概念 相邻的两个或多个原子间_________的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用)
作用力范围 分子______ 分子______ 分子______
作用力强度 化学键______氢键______范德华力
影响其强度的因素 ①离子键：离子半径越______，离子所带电荷越______，离子键越______；②共价键：原子半径越______，非金属性越______，共价键越______。 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越_______，范德华力越______；②分子的极性越______，范德华力越______ 对于A—H…B，A、B的电负性越______，B原子的半径越______，氢键键能越______
性质影响 ①离子键：离子键越强，离子化合物的熔、沸点越______；②共价键：共价键越强，单质或化合物的稳定性越______ 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越______，物质的熔、沸点越______ 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点_________，分子内氢键使物质的熔、沸点_________，对电离、溶解度等产生影响
▁▃▅▇易错点01：原子结构易错点
(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)电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。
(3)易失去1个电子形成＋1价阳离子的不一定是金属原子，如氢原子失去1个电子形成H＋。
(4)形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子，如Li＋为2个电子稳定结构。
(5)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。
(6)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。
(7)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
(8)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－。
(9)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。
(10)同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同。
▁▃▅▇易错点02：元素周期表和元素周期律的认识误区
(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价，O无最高正价)。
(2)误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”)。
(3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
(4)误认为得失电子数多的原子，得失电子的能力一定强。其实不然，不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。
(5)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价)。
(6)误认为负极的金属性一定大于正极的金属性。在利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
▁▃▅▇易错点03：元素金属性、非金属性强弱的比较误区
(1)金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
(2)难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。
(3)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。
(4)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。
(5)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO(6)原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。如不能用Cl在反应中得到1个电子，S在反应中得到2个电子，说明非金属性S>Cl。
(7)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。
(8)原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价，说明非金属性Cl>S。
▁▃▅▇易错点04：电子式的书写误区
(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。
▁▃▅▇易错点05：对化学键的理解误区
(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)含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。
(4)只含有共价键的化合物一定是共价化合物。
(5)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。
(6)离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
(7)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。
(8)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。
(9)可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。
(10)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。
(11)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。
▁▃▅▇易错点06：粒子间作用力判断常见错误
(1)认为有化学键破坏的变化一定是化学变化，如HCl溶于水破坏共价键是物理变化。
(2)认为物质在熔化时都破坏化学键，如HCl、S等熔化时不破坏化学键。
(3)认为物质中均含化学键，如稀有气体中不含化学键。
(4)认为只含非金属元素的化合物不存在离子键，如NH4NO3中存在离子键。
(5)认为金属与非金属之间不能形成共价键，如AlCl3中存在共价键。
(6)认为离子化合物中不存在共价键，如NaOH中存在共价键。
(7)认为共价化合物中存在离子键，根据离子化合物定义若含离子键一定是离子化合物。
(8)认为二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间存在分子间作用力，但分子间作用力只存在于由共价键形成的多数化合物分子之间和绝大多数非金属单质分子之间，二氧化硅、金刚石不是由分子构成的物质，故不存在分子间作用力。
■方法02 求一定质量的某物质中粒子数
【解题通法】
物质的质量物质的量指定粒子的物质的量粒子数
【典型例题】若NA为阿伏加德罗常数，已知某元素的阴离子Rn-的原子核中，中子数为A-x＋n，其中A为原子的质量数，则m g Rn-中电子总数为
A． B． C． D．
■方法02 微粒半径大小的比较
【解题通法】
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。
【典型例题】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( )
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
■方法03 元素金属性和非金属性强弱的判断
【解题通法】
三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序表：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(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，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
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
【典型例题】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( )
选项 事实 结论
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 由水溶液的酸性：HCl＞H2S 非金属性：Cl＞S
D t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI 非金属性：Br＞I
■方法04 元素性质变化规律
【解题通法】
① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)
② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1
④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱
⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强
【典型例题】下列关于元素周期律的叙述中不正确的是
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次减弱
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子序数大小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
■方法05 判断物质的化学键
【解题通法】
【典型例题】下列有关化学键与物质构成说法正确的是
A．、均为共价化合物，分子中各原子均满足8电子稳定结构
B．属于离子化合物，该物质中只存在离子键
C．在和中，均存在共价键
D．置于潮湿空气中既有旧离子键和共价键破坏，又有新离子键和共价键形成
■方法06 电子式书写方法
【解题通法】
(1)分清键型(是离子键还是共价键)
(2)形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷
(3)成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构
(4)电子式表示形成过程。左边写原子的电子式，右边写化合物的电子式，中间用箭头连接，离子化合物还要用箭头表示出电子的转移方向，不写反应条件。
【典型例题】下列有关化学用语使用正确的是( )
A．氯原子的电子式为，的电子式为
B．的电子式为
C．Na和Cl形成离子键的过程：
D．电子式表示形成过程：
■方法07 元素推断题的解题策略
【解题通法】
(1)由元素原子或离子的核外电子排布推断
(2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断
(3)由元素在周期表中的位置推断
在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断：
【典型例题】已知X、Y、Z、W四种元素，原子序数小于18且依次增大。其中X元素原子最外层电子数是内层电子总数的2倍；Y元素最外层电子数比其次外层电子数多4个；Z元素原子最外层有1个电子；W元素原子K层和M层电子总数等于其L层电子数。下列说法正确的是
A．W元素形成的阴离子的结构示意图为
B．化合物XY属于酸性氧化物
C．化合物Z2Y能与XY2发生氧化还原反应
D．化合物Z2W中阴、阳离子的最外层电子数均达到8个电子稳定结构

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