化学必背知识手册分类专题06 原子结构元素周期律【高考化学必背知识手册】26

这是一份化学必背知识手册分类专题06 原子结构元素周期律【高考化学必背知识手册】26，共13页。试卷主要包含了原子的构成粒子及其定量关系，微粒中“三子”数的计算，电子式的书写，短周期元素的制备和性质等内容，欢迎下载使用。

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；
2．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
3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（1）符号：X，Z表示质子数，A代表质量数
（2）原子的构成微粒间的数目关系
①电中性原子
②带电原子——离子的电子数目计算
（3）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
（4）微粒符号及意义
（5）常见的重要核素及其应用
4．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。
（2）同位素的比较
①原子中一定含质子和电子，不一定都含有中子，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）特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
5．元素的相对原子质量
（1）含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和
（2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1）
6．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
二、微粒中“三子”数的计算
1．没有特别说明，所给原子为普通原子
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
考点2 原子核外电子排布的规律
一、核外电子排布
1．电子层
（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
2．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。
3．原子核外电子排布的表示方法
（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
4．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）
（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
（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
5．1~18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
（4）1～20号元素原子结构的特殊关系
6．原子结构与元素的性质的关系
考点3 元素周期表
一、元素周期表的编排原则
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）横行原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）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。
二、元素周期表的结构
（1）周期：周期序数＝电子层数
（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
（3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族
①镧系元素：第6周期ⅢB族，共15种
②锕系元素：第7周期ⅢB族，共15种
③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料
2．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
3．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
②推断方法
（3）根据112号和118号元素的位置推测
4．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
5．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
考点4 化学键
一、化学键
1．化学键
（1）概念：相邻原子或离子之间的强烈的相互作用
（2）相互作用：包括静电引力和静电斥力
（3）稀有气体分子中无化学键
2．化学反应的微观解释
（1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。
（2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程
二、化学键和化合物类型
1．离子键及离子化合物
（1）离子键
①定义：带相反电荷离子之间的相互作用
②成键微粒：阴、阳离子
③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属
（2）离子化合物
①概念：由离子键构成的化合物。
②特例物质：AlCl3除外
③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物
2．共价键及共价化合物
（1）共价键
①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
②成键微粒：原子
③成键元素：一般是非金属和非金属
（2）共价化合物
①概念：以共用电子对形成分子的化合物。
②特例物质：NH4Cl等铵盐除外
③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物
（3）极性共价键和非极性共价键
①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl
②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H
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
③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键
4．离子化合物XaYb中是否含共价键的判断
5．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
③AlCl4－：N（e－）Al＝3+4+1＝8
③COCl2：N（e－）C＝4+4＝8，N（e－）O＝6+2＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8（Cl－－Cl）
6．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
三、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
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
4．共价分子的电子式的书写
（1）画：结构式
（2）标：共用电子对
（3）补：各原子最外层所缺的电子数
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
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
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：
（2）共价键化合物的形成
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


考点5 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
（1）金属性强弱的判断依据
①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe2+）。
（2）非金属性强弱的判断依据
①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
3．元素周期律的适用范围（某些化学性质）
（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．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
（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
5．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－
6．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
7．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
（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）可做半导体材料和太阳能电池：晶体硅
（2）可以作光导纤维：二氧化硅
（3）可以作耐火材料的氧化物：氧化镁、氧化铝
（4）可与钾的合金用作原子反应堆导热剂：钠
（5）单质可用来制造照明弹燃料：单质镁、单质铝
（6）单质常被用作自来水的杀菌消毒剂：氯
（7）同位素可以用来制造核武器：氢
（8）同位素可以用来考古断代：碳
（9）常用于冶炼金属的金属单质：钠、铝
（10）单质被用来制造透雾能力强、射程远的路灯：钠
（11）被称为“国防金属”的元素：镁
（12）被称为“海洋元素”的元素：溴
（13）被称为无机非金属材料主角的元素：硅
（14）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
（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）与水反应最剧烈的金属单质：Na
（2）与水反应最剧烈的非金属单质：F2
（3）单质可与热水发生置换反应：Mg
（4）在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质：F2
（5）常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属：Al
（6）既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质：Al
（7）常温下与水反应生成两种酸的单质：Cl2_
（8）与水在一定条件下反应生成两种气体的单质：C
（9）能与某种酸反应放氢气的非金属单质：Si
（10）能与碱反应生成氢气的单质：Al、Si
（11）最容易着火的非金属单质：白磷
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：H2O
（2）人工合成的含氧量最多的氧化物：H2O2
（3）既能和强酸又能和强碱发生非氧化还原反应的氧化物：Al2O3
（4）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：H2O
（5）能够和氢氟酸反应的非金属氧化物：SiO2
（6）熔沸点高、硬度大的非金属氧化物：SiO2
（7）不溶于水不和水反应的固体非金属氧化物：SiO2
4．短周期元素简单气态氢化物的性质
（1）水溶液酸性最强的气态氢化物：HCl
（2）稳定性最强的气态氢化物：HF
（3）可与水形成喷泉实验的气态氢化物：HCl、NH3
（4）能够和水发生化合反应的气态氢化物：NH3
（5）混合后能够产生白烟的气态氢化物：NH3和HCl
（6）呈碱性的气态氢化物：NH3
（7）常温下为液态的气态氢化物：H2O
（8）含氢元素质量分数最大的碳氢化合物：CH4
（9）还原性最弱的气态氢化物：HF
（10）还原性最强的气态氢化物：SiH4
（11）气态氢化物与其氧化物常温下反应生成其单质的元素：S
（12）与酸反应生成离子化合物的气态氢化物：NH3
5．短周期元素酸碱的性质
（1）最高正价氧化物的水溶液酸性最强：HClO4
（2）最高正价氧化物的水溶液碱性最强：NaOH
（3）酸性最强的无氧酸：HCl
（4）具有挥发性的碱：NH3·H2O
（5）还原性最强的无氧酸：H2S
（6）具有强还原性的二元含氧酸：H2SO3
（7）常温下能够和铜或银反应的酸：HNO3
（8）难溶性的含氧酸：H2SiO3
（9）受热不易分解生成相应价态氧化物的碱：NaOH
（10）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：S
（11）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：N
（12）需要保存在棕色瓶中的含氧酸：HClO、HNO3
U
C
C
H（D）
H（T）
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
原子
H
C
N
O
Cl
符号
H
C
N
O
Cl
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
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
H－
He
Li+
Be2+
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
N3－
O2－
F－
Ne
Na+
Mg2+
Al3+
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
P3－
S2－
Cl－
Ar
K+
Ca2+
特殊关系
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、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
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
金属性
只有正价，一般是+1→+3
非金属元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价又有负价
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
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
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
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
7
8
8
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
原子
H
Mg
B
C
N
O
F
Ne
电子式
原子
H－
N3－
O2－
F－
电子式
分子
N2
O2
H2S
H2O2
结构式
N≡N
O＝O
H－S－H
H－O－O－H
电子式
分子
HCN
SCl2
O＝C＝O
HClO
结构式
H－C≡N
Cl－S－Cl
CO2
H－O－Cl
电子式
分子
NH3
CH4
CCl4
N2H4
结构式
电子式
离子
NH4+
H3O+
NH2－
CH3+
电子式
离子
OH－
O22－
CN－
C22－
电子式
［］2－
离子
Na2O
MgCl2
Na2O2
KHS
电子式
离子
NaOH
Na3N
NH4Cl
NaClO
电子式
Z－8X
Z－1Y
ZW
Z+1M