专题05 物质结构 元素周期律-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册

这是一份专题05 物质结构 元素周期律-【口袋书】2021年高考化学考前回归教材必背知识手册，共1页。主要包含了原子结构，化学键，元素周期表的结构，金属性和非金属性强弱的判断方法，元素位—构—性的关系，元素周期表中的重要规律，关于元素周期律，“三看”突破粒子半径大小比较等内容，欢迎下载使用。

一、原子结构、核素
1.原子构成
(1)构成原子的微粒及作用
原子(eq \\al(A,Z)X)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(原子核\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(质子Z个——决定元素的种类,中子[A－Z个]\f(在质子数确定后,决定原子种类)同位素)),核外电子Z个——最外层电子数决定元素的化学性质))
(2)微粒之间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
(3)微粒符号周围数字的含义
(4)两种相对原子质量
①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的eq \f(1,12)的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。
2.元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系
(2)同位素的特征
①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
(3)氢元素的三种核素
eq \\al(1,1)H：名称为氕，不含中子；
eq \\al(2,1)H：用字母D表示，名称为氘或重氢；
eq \\al(3,1)H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
(4)几种重要核素的用途
3.核外电子排布
(1)核外电子排布规律
(2)原子结构示意图
(3)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，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。
4．常见“10电子”“18电子”微粒
(1)“10电子”的微粒：
分子(5种)：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子(5种)：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋
阴离子(5种)：F－、O2－、N3－、OH－、NHeq \\al(－,2)
(2)常见的“18电子”的微粒：
分子（9种）：Ar、F2、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4、C2H6
阳离子（2种）：K＋、Ca2＋
阴离子（4种）：Cl－、S2－、HS－、Oeq \\al(2－,2)
5．其他等电子数的粒子
“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。
“9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、—CH3(取代基)。
“14电子”的粒子：Si、N2、CO、Ceq \\al(2－,2)、CN－。
“16电子”的粒子：S、O2、C2H4、HCHO。
6．质子数及核外电子总数均相等的粒子
①Na＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋；②HS－、Cl－；③F－、OH－、NHeq \\al(－,2)；④N2、CO等。
7．明确“4个同”所代表的描述对象
(1)同位素——原子，如eq \\al(1,1)H、eq \\al(2,1)H；
(2)同素异形体——单质，如O2、O3；
(3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3；
(4)同分异构体——有机或无机化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。
三、化学键、物质构成
1、体系构建
2.化学键
(1)化学键的定义及分类
(2)化学反应的本质：反应物的旧化学键断裂与生成物的新化学键形成。
3.离子键、共价键的比较
4.电子式的书写方法
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。
(2)书写方法
(3)用电子式表示化合物的形成过程
①离子化合物
如NaCl：。
②共价化合物
如HCl：＋―→
(4)书写“电子式”需要注意5个问题
①首先要判断是阴离子，还是阳离子，是离子化合物还是共价化合物。
②不能漏写没有参与成键的电子对，如NH3的电子式不是。
③不能错误合并离子，如Na2O2的电子式写成
是错误的。
④不能混淆化学键的类别，如H2O2的电子式写成是错误的。
⑤离子(或根)带电荷，基团不显电性，如OH－为。
(5)常见的20种电子式
H
O
H
O
O
N
N
H
H
H2 N2 O2 Cl2 H2O
O
C
O
H
O
Cl
H
Cl
H
O
O
H
H2O2 CO2 HCl HClO
Cl
C
Cl
Cl
Cl
H
H
C
H
H
Cl
P
Cl
Cl
H
N
H
H
NH3 PCl3 CH4 CCl4
Cl
Cl
O
O
O
H
NaOH Na+ - Na2O2 Na+ 2-Na+ MgCl2 -Mg2+-
H
H
N
H
H
C
C
Cl
NH4Cl+- CaC2 Ca2+2-
H
O
H
H
C
H
－CH3 —OH
(6)拟卤素单质及其拟卤素离子的电子式及结构式
5.化学键与化合物的关系
(1)只含有非极性共价键的物质：非金属元素构成的单质(稀有气体除外)。如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
(2)只含有极性共价键的物质：一般是由不同非金属元素构成的共价化合物。如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
(3)既含有极性键又含有非极性键的物质。如H2O2、C2H4、CH3CH3、C6H6等。
(4)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
(5)既含有离子键又含有非极性键的物质。如Na2O2、CaC2等。
(6)由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。
(7)只含有共价键的化合物。如SiO2等。
6、8电子稳定结构的判断方法
（1）根据分子结构与最外层电子数判断
对于某些非金属单质分子来说，可由其分子结构来判断，看该分子中一个原子形成共价键数目和该原子的最外层电子数之和是否等于8，若等于8，则满足8个电子的稳定结构，否则不满足。如白磷等就可用这种方法判断。
（2)由元素化合价与最外层电子数判断
对于共价化合物来说，看其组成元素化合物的绝对值与其最外层电子数之和是否等于8，如果都等于8，则该元素的原子最外层满足8个电子的稳定结构，否则将不满足。如：SiCl4分子中，硅的化合价为+4价，硅原子最外层有4个电子，二者之和等于8，氯的化合价为-1，氯原子最外层有7个电子，化合价的绝对值与最外层电子数之和也等于8，所以SiCl4分子中所有原子都满足最外层8电子结构；在PCl5分子中，磷元素的化合价为+5价，而磷原子的最外层有5个电子，二者之和不为8，所以PCl5分子中磷原子不满足最外层8电子结构。这种方法适合于各种共价化合物。
(3)由元素化合价判断
首先看分子中有无氢元素，若含有氢元素，则一定不符合题意；若果没有氢元素，只利用化合价即可求解，看元素总的化合价绝对值之和是否等于8，若等于8，则分子中所有原子都满足最外层8电子结构，若不等于8则分子中原子就不满足最外层8电子结构。如CCl4分子中总的化合价绝对值之和为4+ |-1×4|=8，所以CCl4分子中所有原子都满足最外层8电子结构；BF3分子中总的化合价绝对值之和为3+|-1×3|=6，所以BF3分子中不满足所有原子最外层8电子结构。这种方法简单易行，能够快速得出答案。
二、元素周期表的结构
1.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。
2.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。
(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。
3.元素周期表的结构
总结
eq \a\vs4\al\c1(元,素,周,期,表)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(周期7个\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(短周期\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(第一、二、三周期,元素种数分别为2、8、8种)),长周期\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(第四、五、六、七周期,元素种数分别为18、18、32、32排满时种)),)),族16个\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(主族：由短周期和长周期共同构成，共7个,副族：完全由长周期元素构成，共7个,第Ⅷ族：第8、9、10共3个纵行,0族：第18纵行))))
三、 元素周期律及应用
1.元素周期律
2.主族元素的周期性变化规律
3.元素周期表、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半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
四、金属性和非金属性强弱的判断方法
附：主族元素形成的氢化物
主族元素形成的简单氢化物有三类:离子型氢化物(H为-1价)、金属型氢化物和共价型氢化物。部分主族元素简单氢化物的分类及共价型氢化物的热稳定性变化规律如图所示:
共价型简单氢化物的热稳定性越强,对应元素的非金属性越强。但除了简单氢化物外,某些主族元素还可以形成复杂氢化物,如碳元素形成的烃,氮元素形成的联氨(N2H4),氧元素形成的过氧化氢(H2O2),这些物质的热稳定性不能作为判断对应元素非金属性强弱的依据。
五、元素位—构—性的关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
2．三者的推断关系
(1)结构与位置的互推
①明确四个关系式
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。
最低负价＝－|8－最外层电子数|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律
a．各周期所能容纳元素种数。
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。
c．同族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
④金属与H2O或酸反应的难易程度。
3．结构和性质的互推
(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。
(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
六、元素周期表中的重要规律
(1)三角递变规律
相邻的四种元素关系如图所示：，则有原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
(2)相似规律
同主族元素性质相似，位于对角线位置的元素性质相似（中AD位置即左上右下），相邻元素性质差别不大。
(3)电子排布规律
原子最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；原子最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外层电子数为8的元素是稀有气体元素。
(4)序数差规律
1)同主族、邻周期元素的原子序数差：
①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
②元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
2)同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。
3）同主族相邻元素的“序数差值”规律。
①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。
③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。
⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
(5)“阴三阳四”规律
某元素对应简单离子的最外层电子数与次外层电子数相等,若为阴离子,则该元素位于第三周期;若为阳离子,则该元素位于第四周期。如S2-、K+的最外层电子数与次外层电子数相等,则S位于第三周期,K位于第四周期。
(6)“阴上阳下”规律
电子层结构相同的离子,若电性相同,则位于同周期,若电性不同,则阳离子对应元素位于阴离子对应元素的下一周期。如O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+电子层结构相同,则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
(7)含量或性质特殊的元素
1）周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。
⑥较高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。
⑦较高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨短周期中离子半径最大的元素：P。
2）常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点较高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。
⑥较高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的较高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
⑪地壳中含量最多的金属元素：Al。
⑫最活泼的非金属元素或无正化合价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。
⑬最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素：Cs。
⑭焰色反应呈黄色的元素：Na。焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素：K。
⑮单质为常见的半导体材料：Si、Ge。
⑯Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族(第8列，第8、9、10三列称为第Ⅷ族)。
⑰超铀元素：指92号元素铀(U)以后的元素。
⑱过渡金属包括ⅢB族到ⅡB族10个纵行中的所有元素，全部都是金属元素，且最外层都是1～2个电子。
⑲镧系元素在第六周期、锕系元素在第七周期，它们都在第3列(即第ⅢB族)。
⑳元素的非金属性越强，元素所对应的氢化物越稳定，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强。
㉑元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性也越强。
七、关于元素周期律、元素周期表的认识误区
(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。
(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。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。
(3)误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。
(4)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
(5)误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。
(6)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。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。
八、“三看”突破粒子半径大小比较
(1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。(同主族)
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(同周期)
(3)“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。(同元素)
(4)“四看”原子序数：当核外电子数相同时，原子序数越高，离子半径越小。(同结构)
八、元素推断的题眼
1．常见物质的性质及特征反应
(1)黄绿色气体有Cl2，红棕色气体有NO2或Br2(g)，在空气中变红棕色的无色气体是NO，红色固体有Cu、Cu2O、Fe2O3，绿色固体有Cu2(OH)2CO3、FeSO4·7H2O等，黑色固体有C、MnO2、CuO、CuS、Ag2S等。
(2)与CO2、H2O反应生成O2的固体为Na2O2。
(3)使品红溶液褪色的常见气体有Cl2、SO2。
(4)两气体相遇能形成白烟的气体为HCl、NH3。
(5)第三周期的三种元素的最高价氧化物对应的水化物两两可以反应，这三种元素一定有Na和Al，可能有S或Cl。
(6)与强碱、强酸均能反应生成盐和水的氧化物和氢氧化物分别为Al2O3、Al(OH)3。
(7)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。
(8)短周期元素形成三元化合物与一般酸溶液反应生成沉淀和气体的化合物为Na2S2O3。
(9)与强碱溶液反应生成H2的短周期金属单质为Al。
(10)腐蚀玻璃的酸为HF。
(11)与H2O反应生成气体的化合物有Na2O2、Mg3N2、NaH等。
(12)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素是S。
(13)具有漂白性的物质有ClO2、HClO、SO2、O3、H2O2。
(14)通入澄清石灰水中先变浑浊，后变澄清的气体有CO2、SO2。
(15)常温下，若X是由短周期主族元素组成的二元化合物，0.01 ml·L－1 X溶液的pH＝2，则X是HCl；若X是由短周期主族元素组成的三元化合物，0.01 ml·L－1 X溶液的pH＝2，则X是HNO3或HClO4；若X是由短周期主族元素组成的三元化合物，0.005 ml·L－1 X溶液的pH＝2，则X是H2SO4。
2．前20号元素组成的物质主要反应
(1)SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
(2)C＋4HNO3(浓)eq \(=====,\s\up9(△))CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
(3)2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
(4)SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
(5)2NaCl＋2H2Oeq \(=====,\s\up9(通电))2NaOH＋Cl2↑＋H2↑
(6)Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋S↓＋SO2↑＋H2O
(7)Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
(8)2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
(9)Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
(10)NaAlO2＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋NaHCO3
(11)C＋2H2SO4(浓)eq \(=====,\s\up9(△))CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
3．常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系
(1) (2)
(3) (4)
(5)
(6)
(7)NH3(或N2)―→NO―→NO2―→HNO3
(8)S(H2S)―→SO2―→SO3―→H2SO4
(9)核素
eq \\al(235, 92)U
eq \\al(14, 6)C
eq \\al(2,1)H
eq \\al(3,1)H
eq \\al(18, 8)O
用途
核燃料
用于考古断代
制氢弹
示踪原子
离子键
共价键
非极性键
极性键
概念
带相反电荷离子之间的相互作用
原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的相互作用
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键实质
阴、阳离子的静电作用
共用电子对不偏向任何一方原子
共用电子对偏向一方原子
形成条件
活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键
同种元素原子之间成键
不同种元素原子之间成键
形成的物质
离子化合物
非金属单质(稀有气体除外)；某些共价化合物或离子化合物
共价化合物或某些离子化合物
化学式
名称
电子式
结构式
(CN)2
氰
∶N︙︙C∶C︙︙N∶
(SCN)2
硫氰
∶N︙︙C∶∶∶C︙︙N∶
(OCN)2
氧氰
∶N︙︙C∶∶∶C︙︙N∶
CN-
氰根离子
[∶C︙︙N∶]-
—
SCN-
硫氰根离子
[∶∶C︙︙N∶]-
—
OCN-
氰酸根离子
[∶∶C︙︙N∶]-
—
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小
阴离子逐渐减小
r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
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
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱