人教版（2019）高中化学必修一第四章 《物质结构 元素周期律》单元知识清单

这是一份人教版（2019）高中化学必修一第四章 《物质结构 元素周期律》单元知识清单，共20页。
第四章 物质结构 元素周期律单元知识清单【知识导引】1、原子结构2、元素周期表3、元素周期律4、化学键【知识清单】一、原子结构与元素周期表知识点1、原子结构1．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。2.核外电子排布规律（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（2）原子核外电子排布规律—含有多个电子的原子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）3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图以钠的原子结构示意图为例：【温馨提示】①简单离子中，质子数与核外电子数的关系②与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。4．巧记“10电子微粒”（1）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：（2）核外有10个电子的微粒分子：Ne、HF、H2O、 NH3、 CH4阳离子：Na+、Mg2+、 Al3+、 H3O+、NH4+阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。（3）核外电子总数及质子总数均相同的粒子：Na+、NH4+、H3O+ ；F-、OH-、NH2-；Cl-、HS- ；N2、CO等。5．“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ABn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电子稳定结构。（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PCl5中的P，BeCl2中的Be。知识点2、元素周期表1．元素周期表的编排原则（1）数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。（2）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。（3）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（2）族【温馨提示】（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律：①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。（2）同主族相邻元素的“序数差”规律：①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。（3）奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。知识点3、核素　同位素1．核素（1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。（2）表示方法——原子符号2．同位素（1）概念：质子数相同而中子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。（2）氢元素的三种核素互为同位素（3）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【温馨提示】①符号解读：eq \o\al(A,Z)Xeq \o\al(n±,b)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(A——质量数,Z——核电荷数或质子数,n——离子所带的电荷数,b——化学式中原子的个数))②元素、核素、同位素、同素异形体的联系知识点4、原子结构与元素的性质1．碱金属元素（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：原因：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：原因：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，故从锂到铯，金属性逐渐增强。【温馨提示】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+O2eq \o(=====,\s\up26(△),\s\do9(　))2Li2O 、2Na+O2eq \o(=====,\s\up26(△),\s\do9(　))Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑（3）钾、钠与氧气、水的反应比较【温馨提示】①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。②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。③对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。（4）碱金属物理性质比较：①相似性：除铯外，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；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。②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。2.卤族元素（1）原子结构的特点：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【温馨提示】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→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【温馨提示】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）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>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。（4）卤素单质间的置换反应实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱（5）卤族元素的相似性和递变性①相似性：单质X2 eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(与氢气反应：X2＋H2===2HX,\a\vs4\al(与水,反应)\b\c\|\rc\ (\a\vs4\al\co1(如X2＋H2O===HX＋HXO（X为Cl、Br、I），,[例外：2F2＋2H2O===4HF＋O2])))) 原因：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均为－1价。②递变性：原因：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。【温馨提示】①与H2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>HCl>HBr>HI；还原性：HFI2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原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期3→1021→8第三周期11→1831→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→90.152→0.071大→小第三周期11→170.186→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ⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物RH4RH3H2RHR最高价氧化物对应的水化物H2RO3或H4RO4H3RO4或HRO3H2RO4HRO4AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作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相关反应的化学方程式Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O实验结论金属性：Mg>AlNaOHMg(OH)2Al(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>AlSiPSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3：弱酸H3PO4：中强酸H2SO4：强酸HClO4：强酸酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3结论Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强项目同周期(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，酸性逐渐减弱非金属形成气态氢化物难易程度由难到易由易到难气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱化合价最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1)最高正价=主族序数，最低负价=－(8－族序数)元素名称及符号溴(Br)原子序数35是金属还是非金属非金属原子结构示意图最高正价＋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Br2O7最高价氧化物的水化物HBrO4酸性HClO4>HBrO4> H2SeO4稳定性H2SeCl－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离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SiO2)导电性熔融状态或水溶液导电熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)定义把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力特点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；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力。变化规律一般来说，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、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2eq \a\vs4\al(>)Br2eq \a\vs4\al(>)Cl2eq \a\vs4\al(>)F2。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O、F、N。存在氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。性质影响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NH3分子间存在氢键；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。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H2O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。