①寒假复习-专题04 物质结构 元素周期律（学生版）-2025年高一化学寒假衔接讲练 (人教版)

这是一份①寒假复习-专题04 物质结构 元素周期律（学生版）-2025年高一化学寒假衔接讲练 (人教版)，共28页。试卷主要包含了原子的构成与原子核外电子排布，元素周期表的编排原则与结构，元素在周期表中的分布及性质规律，元素周期表和周期律的应用，“位等内容，欢迎下载使用。

一、原子的构成与原子核外电子排布
1．构成原子的微粒及其性质
原子eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(原子核\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(质子：相对质量为1，带1个单位正电荷,中子：相对质量为1，不带电)),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)＝ (Z)＋ (N)。
②质子数＝ ＝ 。
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
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——原子结构示意图
(1)钠的原子结构示意图：
(2)画出下列原子或离子的结构示意图。
①S，S2－；
②Ca，Ca2＋。
【归纳总结】
(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。
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 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-。
（2）核外有 的微粒
分子： Ar、HC1、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6等
阳离子： Ca2+、K+
阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS -。
（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。
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。
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。
(2)原子序数＝ ＝ ＝ 。
(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
(2)族
(3)常见族的别称
【归纳总结】元素周期表中的序差规律
1．序差规律
（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律
①除第ⅡA族和第ⅡA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。
2．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。
三、核素 同位素
1．元素
(1)概念：具有相同 (核电荷数)的一类原子的总称。
(2)决定元素种类的是 。
2．核素
(1)概念：具有一定数目 和一定数目 的一种原子。
(2)表示方法——原子符号
(3)实例
①质子数为19，中子数为20的核素为eq \\al(39,19)K；
②质子数为6，中子数为6的核素为eq \\al(12, 6)C；
③核素eq \\al(14, 6)C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： 相同而 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(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
eq \\al(A,Z)Xeq \\al(n±,b)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(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
四、碱金属元素
1．碱金属元素的对比
（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，故从锂到铯，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+O22Li2O 2Na+O2Na2O2
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑
2.对比钾、钠与氧气、水的反应
【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，可用酚酞试液检验生成的碱。
②物理性质
a．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。
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。
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O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。
②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb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：LiOHCl>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：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 ，其化合价均为－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 逐渐减弱。卤素单质的 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；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，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）溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴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X2 eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(与氢气反应：X2＋H2===2HX,\a\vs4\al(与水,反应)\b\c\|\rc\ (\a\vs4\al\c1(如X2＋H2O===HX＋HXO（X为Cl、Br、I），,[例外：2F2＋2H2O===4HF＋O2]))))
化合物→最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸
(2)递变性
具体表现如下：
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： ；
还原性： ；
酸性： 。
②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即 。
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
2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)
3．元素的主要化合价
【归纳总结】
1．主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
2．氢化物及其最高价含氧酸的关系
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 ，失电子的能力依次减弱，得电子的能力 ，预测它们的金属性依次减弱，非金属性 。
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，滴加酚酞溶液变为粉红色。
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＋2H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Mg(OH)2＋H2↑。
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
(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
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)
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)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＝ ＝最 。
(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：
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。
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
(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
3．短周期主族元素的某些特殊性质
(1)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F。
(7)只有负价而无正价的元素是F。
(8)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，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Cl－，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
(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。
十二、电子式
1．电子式的定义
在元素符号周围用“·”或“×”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：eq \\al(·,·)Mg或·Mg·
Al原子：eq \\al(·,·)eq \(Al,\s\up6(·)) 或·eq \(Al,\s\up6(·))·
Si原子：eq \\al(·,·)eq \(Si,\s\up6(·))·或·eq \(Si,\s\up6(·),\s\d4(·))·
P原子：eq \\al(·,·)eq \(P,\s\up6(·),\s\d4(·))·
S原子：·eq \(S,\s\up6(··),\s\d4(··))·
Cl原子：eq \\al(·,·)eq \(Cl,\s\up6(··),\s\d4(··))·
Ar原子：eq \\al(·,·)eq \(Ar,\s\up6(··),\s\d4(··))eq \\al(·,·)
【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＋、Al3＋等。
(3)简单阴离子的电子式：
画出最外层电子数，用“[ ]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。例如：
氯离子、硫离子。
(4)离子化合物的电子式：
氧化钙：、硫化钾。
【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“―→”连接，例如：
(1)NaCl：。
(2)MgBr2：。
【易错警示】书写电子式的注意事项
(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。
十三、共价键
1．从微观角度理解氯气的形成过程
eq \x(两个氯原子各提供一个电子)→eq \x(两个氯原子间形成共用电子对)
→eq \x(两个氯原子达到8e－稳定结构)→eq \x(形成稳定的氯气分子)
用电子式表示其形成过程。
2．共价键和共价化合物
(1)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：Heq \\al(·,·)H；N2：eq \\al(·,·)N⋮⋮Neq \\al(·,·)；
NH3：。
(2)结构式
化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，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
(1)NHeq \\al(＋,4)：；
(2)OH－：；
(3)NH4Cl：；
(4)NaOH：。
2．下列物质的电子式
(1)H—O—Cl：；
(2)H2O2：。
3．用电子式表示下列共价分子的形成过程
(1)H2：H·＋·H―→H∶H；
(2)NH3：；
(3)CO2：。
【特别提醒】
(1)电子式中各原子一般均达8e－(H为2e－)稳定结构。
(2)复杂阴、阳离子用“[ ]”，在“[ ]”外，标明离子带的电荷数，如Na2O2中Oeq \\al(2－,2)的电子式为：[eq \\al(·,·)eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))eq \\al(·,·)eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))eq \\al(·,·)]2－。
十四、化学键及分类
1．化学键
(1)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
3. 分子间作用力
4.氢键
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) >r(Al) >r(Si) >r(P) >r(S) >r(Cl)。
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) X
B．简单气态氢化物的稳定性：Y>Z
C．Y的最高价氧化物所对应的水化物是强酸
D．四种元素均为非金属元素，由X、Y、Z可形成离子化合物
12．（23-24高一下·海南·期末）元素周期表中某些区域的元素多用于制造半导体材料的是
A．左下方区域的金属元素B．稀有气体元素
C．金属元素与非金属元素分界线附近的元素D．右上方区域的非金属元素
13．（23-24高一上·湖北·期末）为短周期主族元素，其中R原子的最外层电子数是电子层数的2倍；Y与Z能形成型化合物，的最高正价和最低负价的代数和为4。五种元素原子半径与原子序数之间的关系如图所示。下列推断正确的是
A．化合物中含有离子键和非极性共价键，属于碱性氧化物
B．离子半径的大小关系为：
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：
D．元素的非金属性：
14．（23-25高一下·山东枣庄·期末）嫦娥探测器用的是同位素温差发动机，使用的放射性同位素有Sr(锶)、Pu(钚)、P(钋)，通过衰变产生能量发电。下列有关同位素的说法中正确的是
A．中子数不同的核素，一定互为同位素
B．同位素是质子数相同、中子数不同的微粒间的互称
C．同位素温差发动机使用时没有发生化学变化
D．氧元素有三种核素16O、17O、18O，所以自然界中的氧气分子共有6种
15．（24-25高一上·陕西西安·期末）如图所示，A、B、C、D、E是元素周期表中的5种主族元素。下列说法中不正确的是
A．A、E原子序数之差可能为2B．D、E原子序数之差可能为18或32
C．B、C原子序数之差一定是2D．B、D原子序数之差大于8
16．（24-25高一上·河北衡水·期末）四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是
A．原子半径：
B．Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强
C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小
D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族
17．（24-25高一上·上海松江·期中）元素M、R形成的简单离子与的核外电子数之和为20，下列说法正确的是
A．M原子的质子数一定大于R原子的质子数
B．M的核电荷数可能为8
C．与的电子层结构不可能相同
D．两种离子结合可形成MR型化合物
18．（24-25高一上·浙江·期中）R、X、Y、Z均为短周期主族元素，Y与Z同主族且Z的原子序数大于Y。R和X的原子获得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，R的最高化合价为+1，化合物含58电子。下列说法不正确的是
A．原子半径：X>Z>Y>RB．R与X形成的化合物水溶液呈酸性
C．Y单质的氧化性比Z单质的强D．Z元素的最高化合价为+6
19．（23-24高一下·广东茂名·期末）X、Y、Z、W、Q为短周期元素，且原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素；Y的最外层电子数是次外层电子数的2倍；Q是地壳中含量最高的金属元素；W与Q同周期，在该周期所有主族元素中，W的原子半径最大；X与Q的质子数之和等于Y与Z的质子数之和。回答下列问题：
(1)Y、Z的元素名称分别为 、 。
(2)Q在周期表中的位置是 ，其离子结构示意图为 。
(3)Z元素有多种核素，请写出中子数为10的Z元素的一种核素符号： 。
(4)Y、W、Q三种元素原子半径由大到小的顺序为 (填元素符号)。
(5)Y和Z两种元素形成的最简单的氢化物中，更稳定的是 (用电子式表示)。
(6)元素W与元素Z能形成原子个数比为1∶1的化合物甲，甲在常温下为固态。写出甲与水反应的化学方程式： 。
20．（22-23高一上·云南昆明·期末）《石雅》云：“青金石色相如天，或复金屑散乱，光辉灿烂，若众星丽于天也”。青金石的化学组成可表示为(Na，Ca)7~8(Al，Si)12(O，S)24[SO4，Cl2(OH)2]。回答下列问题：
(1)硅在元素周期表中的位置是 ；铝离子的结构示意图为 。
(2)Na2O2的电子式为 。写出一种由青金石中非金属元素组成的既含有极性键又含有非极性键的物质的分子式 。
(3)青金石所含的短周期元素中，金属性最强的是 ，非金属元素原子半径由大到小的顺序为 。
(4)已知少量HClO与Na2SO3溶液反应有Na2SO4生成，该反应的离子方程式为 。氢化钠(NaH)可在野外用作生氢剂，NaH用作生氢剂时的化学反应原理为：NaH+H2O=NaOH+H2↑，标准状况下生成4480mLH2转移电子物质的量是 。
(5)下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是______(填字母)。
A．氯、硫的最低负价分别为-1、-2
B．硫化氢在300℃时开始分解，HCl在1500℃时开始缓慢分解
C．HClO4的酸性比H2SO3的强
D．向Na2S水溶液中通入Cl2有淡黄色沉淀生成
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+提升专练，全面突破
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
由近到远
能量高低
由低到高
阳离子(Rm＋)
质子数＞电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数＜电子数
质子数＝电子数－m
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
分类
主族
共有7个，包括第 族
副族
共有7个，包括第 族
Ⅷ族
包括第8、9、10三个纵列
0族
占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He为2)
族
别名
第ⅠA族(除氢外)

第ⅦA族

0族

eq \\al(1,1)H
eq \\al(2,1)H
eq \\al(3,1)H
名称
氕
氘(重氢)
氚(超重氢)
符号



质子数



中子数



元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子层数
原子半径 / nm
锂




0.152
钠




0.186
钾




0.227
铷




0.248
铯




0.265
实验内容
现象
结论或解释（化学方程式）
与氧气反应
钠在空气中燃烧
钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体
2Na+O2Na2O2
钾在空气中燃烧
钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体
K+O2KO2（超氧化钾）
碱金属与水反应
钠与水的反应
钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
钾与水的反应
钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失
2K+2H2O==2KOH+H2↑
碱金属单质
颜色和状态
密度／g·cm－3
熔点／℃
沸点／℃
锂（Li）
银白色、柔软
0.534
180.5
1347
钠（Na）
银白色、柔软
0.97
97.81
882.9
钾（K）
银白色、柔软
0.86
63.65
774
铷（Rb）
银白色、柔软
1.532
38.89
688
铯（Cs）
略带金属光泽、柔软
1.879
28.40
678.4
卤素单质
颜色和状态
密度
熔点／℃
沸点／℃
F2
淡黄绿色气体
1.69 g / L（15℃）
－219.6
－188.1
Cl2
黄绿色气体
3.215 g / L（0℃）
－101
－34.6
Br2
深红棕色液体
3.119 g / cm3（20℃）
－7.2
58.78
I2
紫黑色固体
4.93 g / cm3
113.5
184.4
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＋H22HCl
光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定
Br2＋H22HBr
加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定
I2＋H22HI
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解为H2和I2，是可逆反应
实验内容
将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
现象
静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。
静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。
方程式
①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2
②2KI+Cl2==2KCl+I2
③2KI+Br2==2KBr+I2
结论
随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：
周期序号
原子序数
电子层数
最外层电子数
结论
第一周期



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



第三周期



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

……
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

0.152→0.071大→小
第三周期

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
周期序号
原子序数
主要化合价
结论
第一周期

＋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

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
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
氢化物
RH4
RH3
H2R
HR
最高价氧化物对应的水化物
H2RO3或H4RO4
H3RO4或HRO3
H2RO4
HRO4
Al
Mg
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



实验结论
金属性：Mg>Al
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱

结论
金属性：
Si
P
S
Cl
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：
结论
Si、P、S、Cl的 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


得电子能力


失电子能力


氧化性


还原性


金属性


非金属性


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


气态氢化物稳定性


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－
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


粒子间的作用


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
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 ，而化学键主要影响物质的 ；
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， 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。
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
单质的特点
化学键变化
举例
由分子构成的固体单质
熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键
P4的熔化，I2的升华
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
Cl2、F2等