寒假复习：物质结构元素周期律-2025年高一化学寒假专项提升（人教版）

专题04物质结构元素周期律

——•模块导航•——

而考点聚焦：复习要点+知识网络，有的放矢

重点专攻：知识点和关键点梳理，查漏补缺

难点强化：难点内容标注与讲解，能力提升

提升专练：真题感知什提升专练，全面突破

◊》考点聚焦----------------------------------------------------

6重点专攻-----------------------------------------------------

一、原子的构成与原子核外电子排布

i.构成原子的微粒及其性质

”.|质子：相对质量为1,带1个单位正电荷

原子核i中子：相对质量为1,不带电

原子〈

核外电子：带1个单位负电荷，质量很小

、可忽略不计

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.电子层

(1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能晟不同的区域内运动。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

电子层数1234567

各电子层字母代号KLMN0PQ

由内到外离核远近由近到远

能量高低由低到高

4.核外电子排布规律

在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：

①核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量

最低原理):

②每个电子层最多容纳2n2个电子(n为电子层数)

③最外层电子数不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)

④次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)

⑤倒数第三层电子数目不能超过32个(K层为倒数第三层时不能超过2个)

5.核外电子排布的表示方法一原子结构示意图

⑴钠的原子结构示意图:

原子核^/i电子层

该电子层上

粒干符号一

Na的电子数

核内顺子数(或核电荷数)

(2)画出下列原子或离子的结构示意图。

①S/〃，S2-

I

【归纳总结】

(1)简单离子中，质子数与核外电子数的关系

阳离子(RM)质子数〉电子数质子数=电子数+〃？

阴离子(RY)质子数〈电子数质子数=电子数一〃？

(2)与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na\Mg2\Al3+；阴离子有：F\O2\冲一等。

6.巧记“10电子微粒”和“18电子微粒”

核外电子总数相等的微粒可以是分子，也可以是离子；可以是单核微粒，也可以是多核微粒。电子总数相

同的微粒：

(1)核外有10个电广的微粒

分子：Ne、HF、H?O、N%、CH4

阳离子：Na+、Mg2+、Al3+>HaO+、NH/

阴离子:N\。2、F、OH、NH2O

种O2

j5fj出发点

2

CH,-NHt-H2O-HF-fNeJ-Na*-*Mg*-*AF*

II

NH；HQ

(2)核外有18个电子的微粒

分子：Ar、HCKH?S、P%、SiH」、F2、H2O2、N2H4、C2H6等

阳离子：Ca2\K+

阴离子：P3、S\Cl、HSo

S2-

t

H『出发点

SiH,—PH.-H2s-HCI*-[Ar}-*K*-Ca2*

瓦个<)电子微粒结合)

F、-<JH、一NL、YH"

CHLCM、H2N—NH2,HO—OH、F—F、F—CH,,

CHLOH•…(3)核外电子总数及质子总数均相同的粒子

+

Na\NH4\H?O；F、OH、NH2；Cl、HS；N2>CO等。

7.“8电子稳定结构”的判断方法

(1)经验规律法

①分子中的氢原子不满足8电子结构；

②一般来说，在AB〃型分子中，若某元素原子最外层电子数+化合价|=8,则该元素原子的最外层满足8

电子稳定结构。如CO2分子中，碳元素的化合价为+4,碳原子最外层电子数为4,二者之和为8,则碳原

子满足最外层8电子稳定结构，同理知氧原子也满足最外层8中子稳定结构。

(2)成键数目法

若该原子达到所需成键数目，则为8电子结构，若未达到或超过所需成键数目则不为8电子结构，如PCk

中的P,BeC「中的Be。

二、元素周期表的编排原则与结构

1.元素周期表的编排原则

(1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。

⑵原子序数一核电荷数一质子数一核外电子数。

(3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。

(4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。

2.元素周期表的结构

(1)周期

Q）族

个数元素周期表中有18个纵列，共有16个族

特点主族元素的族序数=最外层电子数

主族共有7个，包括第IA、HA、IIIA、IVA、VA、VIA、VOA族

分类

副族共有7个，包括第IB、HR、HIB、NB、VB、V1B、施B族

②质子数为6,中子数为6的核素为％C；

③核素VC的质子数为6,中子数为8。

(4)决定原子(核素)种类的是质子数和中子数.

3.同位素

(1)概念：质子数相同而中了•数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位

素)。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。

⑵氢元素的三种核素互为同位素

IH汨

名称%笊(重氢)气(超重氢)

符号HDT

质子数111

中子数012

⑶同位素的特征

①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。

②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。

(4)常见同位素的用途(同位素与用途之间连线)

【归纳提升】

(1)一个信息丰富的符号解读

区——质量数

JZ—核电荷数或质子数

以［〃一离子所带的电荷数

—化学式中原子的个数

(2)元素、核素、同位素、同素异形体的联系

四、碱金属元素

1.碱金属元素的对比

元素元素核电最外层电子

原子结构示意图原子半径/nm

名称符号荷数电子数层数

锂Li3120.152

1

钠Na11④汾130.186

钾K19140.227

锄Rb37150.248

钠Cs55160.265

（1）碱金属元素原子结构的特点：

①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子，

②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。

（2）碱金属元素性质的相似性和递变性

①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金

属性，化合价都是+1价。

②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最

外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到钝，金属性逐渐增强。

【特别提醒】元素金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧

化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。

（3）碱金属单质的性质

①化学性质：

碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的

金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。

△△

4Li+O2=2Li2O2Na+Oi：^=Na2O2

2Na+2H2O==2NaOH+H2t2K+2H2O==2KOH+H2t

2.对比钾、钠与氧气、水的反应

实验内容现象结论或解释（化学方程式）

钠在空气钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火

△

与氧2Na+O2----Na?。？

中燃烧焰，生成淡黄色固体

气反

钾在空气钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色

△

应K+O---KO（超氧化钾）

中燃烧固体22

碱金钠与水的钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作

2Na+2H2O==2NaOH+H2T

属与反应响，最后消失

水反钾与水的钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶

2K+2H2O==2KOH+H2T

应反应作响，甚至轻微爆炸，最后消失

【注意事项】

a.钠、钾在实验室中都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用前要用滤纸把

表面煤油吸干。

b.对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜。否则容易发生爆炸危险。

c.对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酸试液检验生成的碱。

②物理性质

碱金属单质颜色和状态密度/g-cm3熔点/℃沸点/℃

锂(Li)银白色、柔软0.534180.51347

钠(Na)银白色、柔软0.9797.81882.9

钾(K)银白色、柔软0.8663.65774

锄(Rb)银白色、柔软1.53238.89688

钠(Cs)略带金属光泽、柔软1.87928.40678.4

a.相似性：除钠外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；诚金属的密度

都比较小，熔点也都比较低。

b.递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大(钾除外)；熔沸点逐渐降低c

3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性

(1)相似性(用R表示碱金属元素)

(2)递变性

具体表现如下(按从Li-Cs的顺序)

①与02的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与Ch反应只能生成Li2O,Na与0z反应还可以生成Na2O2,

而K与02反应能够生成KO2等。

②与HzO的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，IW与Cs遇水发生剧烈爆炸。

③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。

即碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH

五、卤族元素

1.原子结构的特点

\、\\〜八'7、\\\

④/〃6”j④，〃8〃

粗(F)氯(CD浸(Br)独(1)

【特别提醒】

①相同点：最外层电子数都是7个。

②不同点：核电荷数和电子层数不同。

2.卤素单质的物理性质

卤素单质颜色和状态密度熔点/℃沸点/℃

淡黄绿色气体1.69g/L(15℃)-219.6-188.1

F2

C12黄绿色气体3.215g/L(0℃)-101—34.6

B「2深红棕色液体3.1l9g/cm3(20℃)-7.258.78

h紫黑色固体4.93g/cm3113.5184.4

【特别提醒】随着核电荷数的递增.卤素单质的颜色逐渐加深：状态由气T液T固：密度逐渐增大：熔沸

点都较低，且逐渐升高。

3.卤素单质与氢气反应

F2+H2=2HF在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定

Cl2+H2光照或点燃2HC1光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定

△加热至一定温度才能反应，生成的演化氢较稳定

Br2+H2^=2HBr

八、不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分

I+H2^----2HI

2解为H2和L，是可逆反应

【特别提醒】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、。2、B「2、12）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成

的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HC1>HBr>HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>L

4.卤素单质间的置换反应

实验探究：对比卤素单质（。2、B「2、L）的氧化性强弱

将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液将少量溪水加入盛有KI溶液的试管

实验

的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振

内容

荡、静置。荡、静置。

静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，静置后，液体分为两层。上层液体呈无

现象

下层液体分别呈橙色、紫色。色，下层液体呈紫色。

方程©2NaBr+C12==2NaCl+Br2

③2KI+Br2==2KBr+h

式②2KI+C12==2KCl+l2

结论随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Ch>Br2>l2

5.卤族元素的相似性和递变性

（1）相似性：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的韭金屋住，其化合

价均为一1价。

（2）递变性：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，

元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。

【特别提醒】元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢

化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。

6.卤素的特殊性

（1）氟无正价，无含氧酸；叙的化学性质特别活泼，遇水生成HF和。2,能与稀有气体反应，氢氟酸能腐

蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。

（2）氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。

（3）澳是常温下唯一液态非金属单质，浪易挥发，少量汶保存要加水液封，浪对橡胶有较强腐蚀作用。

（4）碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。

7.卤素元素单质化学性质的相似性和递变性

（1）相似性（用X代表卤族元素）：

单质X?错误！

化合物-最高价氧化物对应水化物（除氟外）都为强酸

⑵递变性

具体表现如下：

①与Hz反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：

稳定性：HF>HQ>HBr>HI；

还原性：HF<HCI<HBr<HI；

酸性：

②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HQO户HBrOpHH*

六、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->211-»2同周期由左向右元素的

第二周期3->1021->8原子最外层电子数逐渐

第三周期11-1831-»8增加(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

第一周期一2...同周期由左向右元素的原

第二周期3T90.152—0.071大T小子半径逐渐减小（不包括

第三周期11―170.186^0.099大一>小稀有气体）

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+1-0①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升

第二周期3T9最高价+1T+高（+1-+7,O和F无最高正价）；

5(不含0、F)②元素的最低负价由NA族的一4价逐渐

最低价一4—>—1升高至WIA族的一1价；

③最高正价+|最低负价1=8

规律：随着原子序数的递J噌，元素的主要化合价呈现固我性变化

【归纳总结】

1.主族元素主要化合价的确定方法

⑴最高正价=主族的序号=最外层电子数(0、F除外)。

(2)最低负价=最高正价一8(H、0、F除外)。

(3)H最高价为+1,最低价为一1；0最低价为一2；F无正化合价，最低价为一1。

2.氢化物及其最高价含氧酸的关系

IVAVAVIAV1IA

氢化物RH3HRHR

RH42

最高价氧化物

H2RO3或HROH3RO4或HRO3H2RO4HRO4

对应的水化物44

七、同周期元素金属性和非金属性的递变规律

1.以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。

第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小,失电子的

能力依次减弱，得电子的能力依次增强,预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。

2.钠、镁、铝元素金属性的递变规律

(1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究

①原理：金属与水反应置换出H2的难易。

②实验操作：

③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酬溶液

变为粉红色.

④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2T。

结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg.

(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究

A1Mg

原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

产卜水

12mL1mol-f112mL1mol-L-1

溶液溶液

实验操作

12molL-'L2moi廿t2mol-L-1t2mol-L-1

1ttltt1NaOH溶液1ttltt1NaOH溶液

[\AI(OH)HAI(OH)»JMg(OH>:H

吐紫状沉淀吐紫状沉淀》沉淀〉沉淀

沉淀溶解情况沉淀逐渐溶解沉淀逐渐溶解沉淀溶解沉淀不溶解

AI(OHh+NaOHMg(OH)2+2HCl

相关反应的化AI(OH)3+3HC1

=NaAlO,+=MgCL+

学方程式=AlCh+3H2O

2H2O2H2O

实验结论金属性:Mg>AIX

（3）钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性

NaOHMg(OH)2A1(OH)3

分类强碱中强碱（属于弱碱］两性氢氧化物

碱性强弱NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

结论金属性：Na>Mg>AI

3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

SipSCl

最高价氧化物对H2SiO3：弱酸H3Po4：中强酸H2SO4：强酸HCIO4：强酸

应水化物的酸性

酸性：HC1O4>H-3P0>H2siOw

结论Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强

4.同周期元素性质递变规律

同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

5.元素周期律

（1）内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

（2）实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

八、元素在周期表中的分布及性质规律

1.同周期、同主族元素性质的变化规律（0族除外）

项目同后期（从左至右）同主族（自上而下）

电子层数相同逐一增加

最外层电子数逐一增加（除第一周期外均为1〜7）相同

原子半径逐渐减小逐渐增大

得电子能力逐渐增强逐渐减弱

失电子能力逐渐减弱逐渐增强

氧化性逐渐增强逐渐减弱

还原性逐渐减弱逐渐增强

金属性逐渐减弱逐渐增强

非金属性逐渐增强逐渐减弱

最高价氧化物对应

碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱

水化物的酸、碱性

非金属形成气态氢

由难到易由易到难

化物难易程度

气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱

最高正价由(+1)〜(+7)价，负价(一最高正价二主族序数，

化合价

4)〜(-1)最低负价=一(8一族序数)

2.元素周期表的金属区和非金属区

(I)金属性强的在周期表的左下方，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，故元素的金属性和非金属

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)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。

(2)主族元素最高正化合价=主族序数=最外层电子数。

(3)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为-1,O、F除外)。

九、元素周期表和周期律的应用

1.预测元素及其化合物的性质

根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表：

元素名称及符号澳(Br)原子序数35

是金属还是非金属非金属原子结构示意图5&35))28)187

最高正价4-7最低负价-1

中间价+1、+3、+5预测依据氯元素有+1、+3、+5的化合物

最高价氧化物最高价氧化物的水化物

Br2O7HBI-O4

酸性

HClO4>HBrO4>H2SeO4

稳定性

H2Sc<HBr<HCl

还原性Se2->Br->Cr

2.寻找有特殊用途的新物质

十、“位、构、性”三者的关系

1.元素的结构、位置与性质之间的关系

元素在周期表中的位置，反映/元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素

周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。

r(i)核电荷数、原子•序数

万飞)核外电俳布｛黑黑子数

/\(元素性质

周期I下判断元素、推出位置渝厂I单质性质

族.J运用递变规律推出性顺世㈣1化合物性质

I离子性质

2.解答元素推断题的一般思路

(1)由元素原子或离子的核外电子排布推断

3.短周期主族元素的某些特殊性质

(I)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素.

(2)气体单质密度最小的元素是氢元素。

(3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。

(4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。

(5)与水反应最剧烈的金属单质是Na,非金属单质是F2。

(6)气态氢化物最稳定的元素是Fo

(7)只有负价而无正价的元素是Fo

⑻最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是C1,碱性最强的元素是Na。

十一、离子键

1.从微观角度理解氯化钠的形成过程

不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na和两种带相反电

荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。

2.离子键和离子化合物

⑴寓子键

(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。

十二、电子式

1.电子式的定义

在元素符号周围用“•”或“x”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。

2.电子式的书写

(1)原子的电子式：以第三周期元素为例

Na原子：・Na

Mg原子：：Mg或Mg.

Al原子：Al或

Si原子::Si•或

P原子：P

S原子：

Cl原子：：C1-

Ar原子：Ar：

【提示】每个方向最多一对电子(两个电子)。

(2)简单阳离子的电子式：

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，故用阳离子的符号表示，例如：Na\Li

+、Mg2\A13+等。

(3)简单阴离子的电子式；

画出最外层电子数，用”广括起来，并在右上角标出“〃以表示其所带的电荷。例如：

氯离子「q：]、硫离子「.s：

(4)离子化合物的电子式：

氧化钙：Ca"“。文了一、硫化钾K+R.S&kK：

【提示】相同离子不合并，分列在另一离子的周围。

3.用电子式表示下列物质的形成过程

左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用“一”连接，例如：

(l)NaCl:Na卒色一N*©匚

【易错警示】书写电子式的注意事项

⑴一个”.，，或“X”代表一个电子，原子的电子式中…(或“X”)的个数即原子的最外层电子数。

(2)同i原子的电子式不能既用“X，，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要写成二,不能写成(中,[0F：工，也不能写成

Ca2+C：Fx]-o

⑸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"==''」一产前是原子的电子式,“一>”

后是化合物的电子式。

十三、共价键

1.从微观角度理解氯气的形成过程

两个氯原子各提供一个电子|->|两个氯原子间形成共用电子对

T|两个氯原子达到8e稳定结构|T|形成稳定的氯气分子

用电子式表示其形成过程：S.十•S：-：(、1:C1：。

2.共价键和共价化合物

⑴共价键

(2)共价化合物

3.共价分子结构的表示方法

(1)电子式

如H2：H：H；N2：：N：：N：；

H：N：H

NH3：H

(2)结构式

化学上，常用“一”表示I对共用电子对，如氯分子可表示为“C1Y1”，这种图示叫做结构式。

【归纳总结】

1.下列微粒或物质的电子式

H

EH：N：H]+

(l)NH；：H；

(2)0K：匚O：H「；

H

[H：N：H]^L：ci：]

(3)NH4C1：H；

(4)NaOH：'a[：0：H]-。

2.下列物质的电子式

(1)H-O-Cl：田。：。:；

(2)H2O2：H：。：。：H。

3.用电子式表示下列共价分子的形成过程

(1)H2：H+H―>H：H；

3Hx+-N-----

(2)NH3：*H；

【特别提醒】

(1)电子式中各原子一般均达8e-(H为2广)稳定结构。

(2)复杂阴、阳离子用“r，在”「外，标明离子带的电荷数，如Na?。?中o之的电子式为：匚go不，

十四、化学键及分类

1.化学键

(1)化学键

H概念：川邻的原子之间强烈的相互作用

化

学

键

(2)化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

2.离子化合物与共价化合物的比较

禽子化合物共价化合物

概念由离子键构成的化合物以共用电子对形成分子的化合物

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SiCh)

熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如

导电性熔融状态或水溶液导电

蔗糖)

3.分子间作用力

定义把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力

①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质,而化学键主要影响物

质的化学性质;

特点

②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分

子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用刀。

变化一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大,物质的熔、沸点

规律也越高。例如，熔、沸点：L>Br2>C12>F2。

4.氢键

定义分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用

形成条件除H外，形成氢键的原子通常是0、F、No

氢键存在广泛，如蛋白质分子、醉、竣酸分子、H20.NH3、HF等分子之间。分子间氢键会

存在

使物质的熔点和沸点升高。

①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质。如H2O的熔、沸点高于H2s.

②氨极易液化，是因为NHj分子间存在氢键；N%极易溶于水，也是因为NH.；分子与H2O分

子间易形成氢键。

性质影响③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为在水蒸气中水以单个的HzO分子形式存在；在液态

水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，在固态水(冰)中，水分子大范围地以氢键互

相联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小，因此冰能浮

在水面上。

难点强化

强化点一',四同法”比较微粒半径的大小

1.同周期——“序大径小”

(1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

(2)举例:r(Na)>r(Mg)>/<Al)>r(Si)>r(P)>/<S)>r(Cl)o

2.同主族——“序大径大”

(1)规律：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。

(2)举例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs),r(Li+)</-(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)o

3.同元素不同微粒半径

(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小

某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。

+

如：r(Na)<r(Na)；r(Cr)>r(Cl)o

(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。

带电荷数越多，粒子半径越小。

如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)o

4.同结构——“序大径小”

(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。

(2)举例：r(O2~)>r(R)>r(Na+)>/<Mg2+)>r(AP+)o

【易错警示】

“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:当电子层数相同吐核电荷数越大，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+河选r(Na+)为参照，可知

r(Kf)>r(Na+)>r(Mg2+)o

强化点二元素金属性、非金属性强弱的比较

1.金属性强弱的判断方法

金属性是指金属元素原子化化学反应中失电于的能力，通常用如下两种方法判断具强弱：

(1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则元素的金属性

越强。

(2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则元素的金属性越强。

2.非金属性强弱的判断方法

非金属性是指非金属元素原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断：

⑴根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越

稳定，则元素的非金属性越强。

(2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。

3.其他判断方法

(1)根据置换反应，金属性较强的金属单质可以置换金属性较弱的金属单质；非金属性较强的非金属单质可

以置换非金属性较弱的非金属单质。

(2)艰据离子的氧化性或还原性强弱，金属单质的还原性越强，则简单阳离子的氧化性越弱；丰金属单质的

氧化性越强，对应简单阴离子的近原性越弱。

4.元素的金属性和非金属性强弱的判断

本质原子越易失电子，金属性越强（与原子失电子数后无关）

①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强

金属②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

性比判断③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

较方法④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若X#+Y―>X+Y"t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

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）

非金①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

属性判断②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强

比较方法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

【特别提醒】

①通常根据最高价氧化物对应水亿物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他

化合物酸碱性的强弱来判断。

②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属

性：0>Cl,但。2比活泼，原因是中存在0=0双犍，比C1—C1单键难断裂。

强化点三“位一构一性”与元素的综合推断

1.元素“位一构一性”关系

元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可挂测它在元素

周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。

2.元素“位一构一性”关系在解题中的应用

强化点四物质变化过程中化学键的变化

1.化学反应过程

(1)化学键的变化:化学反应过程包含反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成，如H2+C12=^=2HCL

旧化学键断裂，如H—Hf2H,'

(2)实质：CI-C12Q，两过程不可分割

新化学键形成，如H-C1-H-C1,

2.物质的溶解或熔化过程

(1)离子化合物的溶解或熔化的过程

离子化合物溶解或熔"电离离子键被破坏,阴、阳离子

如NaCl在水中或熔化时的电离：NaCl=Na*+Clo

注：一些特殊的离子化合物，可以和水发生反应，如NazO?溶于水既有离子键又有共价键被破坏。

(2)共价化合物的溶解或熔化过程

①溶解过程

如CO2、S。：,

能与水反应的共价化合物｝共价键被破坏

共价化合物为屯麻时共价键断裂生

成阴、阳离子

和水不反应的非电解质卜嗡需T共价键不被破坏］

②熔化过程

分子间有氢_主要破坏分

钺，如H2O一氢钺子

由分子间

作

共构成

用

价

力

化

合

物

L［由原子构成卜曳吗

破坏共价键

⑶单质的熔化或溶解过程

单质的特点化学键变化举例

熔化或升华时只破坏分子间作用

由分子构成的固体单质P4的熔化，k的升华

力，不破坏化学键

由原子构成的单质熔化时破坏共价键金刚石或晶体硅

能与水反应的某些活泼非金属单质溶于水后，分子内共价键被破坏。2、F2等

◊》提升专练

1.（2024・广东卷）部分含Mg或A1或Fe物质的分类与相应化合汾关系如图。下列推断合理的是

1+3［bcF

*+2-gte

0-a

单‘质氧花物京W

A.若a在沸水中可生成e,则a-f的反应一定是化合反应

B.在g->Je—d转化过程中，一定存在物质颜色的变化

C.加热c的饱和溶液，一定会形成能产生丁达尔效应的红棕色分散系

D.若b和d均能与同•物质反心生成c,则组成a的元素一定位于第四周期

【答案】B

20Ca

钙

4s2

40.08

【答案】A

本题选A。

3.（2024・江苏卷）我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周

期表第二周期的是

A.OB.PC.CaD.Fe

【答案】A

【解析】A.O元素位于元素周期表第二周期VIA,A符合题意；

B.P元素位于元素周期表第三周期VA,B不符合题意；

C.Ca元素位于元素周期表第四周期IIA,C不符合题意；

D.Fe元素位于元素周期表第四周期VIII族，D不符合题意；

综上所述，本题选A。

4.（2024.上海卷）下列关于与2F说法正确的是

A.是同种核素B.是同素异形体

C.吓比用多一个电子D.摩比咛多一个中子

【答案】D

【解析】A.用F与WF质子数相同、中子数不同，因此两者是不同种核素，A错误；

B.同素异形体指的是同种元素的不同单质；与3F是两种不同的原子，不是单质，因此两者不是同素异

形体，B错误；

C.同位素之间质子数和电子数均相同，I9F比"F多一个中子，C错误；

D.的中了•数是10，丑只有9个中子，叶比/多一个中子，D正确。

本题选Do

1.（2425高一上•河北邯郸•期末）若原子序数为x的某元素位于第UB族，那么原子序数为x+l的元素位于

A.第HIB族B.第IHA族C.第IB族D.第IA族

【答案】B

【解析】元素周期表中与第IIB族之后相邻的族为第IHA族，则原子序数为x+l的元素位于第IHA族，只有

B项符合题意。故选Bc

【答案】C

故选C。

3.（2425高•上•湖南长沙•期末）下列有关第VHA族元素说法中不正确的是

A.原子最外层电子数都是7B.从F2到L,氧化性逐渐增强

【答案】B

【解析】A.族序数等于最外层电子数，则第VOA族原子最外层电子数都是7,A正确；

B,同一主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性也逐渐减弱，则从F?到L，得到电子的能

力减小，氧化性逐渐减弱，B错误；

c.从R到其单原的颜色分别为淡黄球色（气体）、黄幺录色（气体）、深红棕色（液体）、紫黑色［固体），即颜

色逐渐加深，C正确；

4.（2425高一上•浙江杭州•期末）下列关于碱金属元素和卤族元素的说法错误的是

A.由于钠和钾的原子结构极为相似，所以它们对应的碱都是强碱

B.通过钠与钾分别与水反应的剧烈程度可知，碱金属元素原子半径越大，失电子能力