单元复习04 原子结构和化学键 【过知识】-2022-2023学年高一化学上学期单元复习（沪科版2020必修第一册）

这是一份单元复习04 原子结构和化学键 【过知识】-2022-2023学年高一化学上学期单元复习（沪科版2020必修第一册），共13页。试卷主要包含了元素周期表和元素周期律，原子结构，核外电子排布，化学键等内容，欢迎下载使用。
第四章 原子结构和化学键
模块一 元素周期表和元素周期律
考点1 元素周期表
一、元素周期表
① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
七主七副零和八
三长三短一不全

周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
① 主族（ⅠA～ⅦA共7个）
1、元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
元素周期表
1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映出了各元素之间的相互联系的规律。
2．元素周期表的排列规则：(1)把电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序自左而右排成横行。
(2)把原子最外层电子数相同的各元素，按原子序数递增的顺序自上而下排成纵行。
3．元素周期表的结构及相关定义
(1)元素周期表的结构

(2)周期：具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素称为一个周期。
(3)族：具有相同的最外层电子数，而又按原子序数递增的顺序自上而下排列的一系列元素称为一个族。元素周期表中共18个纵行分16个族，它们在元素周期表中的排列如下：

判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)金属性强弱
①单质与水或非氧化性酸反应置换出H2的难易程度；
②单质的还原性或离子的氧化性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应；
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱
①与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定性强弱；
②单质的氧化性或阴离子的还原性强弱；
③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
④单质与盐溶液的置换反应。
2．根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为I A、ⅡA族，第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族，第8～10纵行为第Ⅷ族，第11、12纵行为I B、ⅡB，第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为O族。这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
如26号元素在周期表中的位置推断：26—18=8第四周期第Ⅷ族。
【特别提醒】如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有元素原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84—54—14=16，即在16纵行，可判断为第六周期ⅥA族，上述方法也可作如下变通：
稀有气体元素原子序数-该元素原子序数=18-该元素所在纵行数
如推断114号元素所处位置：118—114=4(倒数第4纵行)即位于第七周期ⅣA族。
3．推断元素的思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本
思路如下：

(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同：①与He原子电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+；②与Ne原子电子层结构相同的离子有F-、O2-、Na+、Mg2+、A13+；③与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、ca2+。
(2)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最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C
⑦最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
(3)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高的元素：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、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
④单质最轻的元素：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最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物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元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F

2、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
原子结构及性质变化规律


同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大

性质
化合价
最高正价由+1至+7，
负价数=—（8-族序数）
最高正价、负价数相同
最高正价=+族序数
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
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
还原性增强弱，氧化性减弱
最高价的氧化物的水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱

①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应
依据： ⑤原电池反应中正负极
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性
元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱
金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性
性强弱的判断 ④互相置换反应
①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiZn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiSi
3、 常温常压下状态
（1） 熔点：固态物质〉液态物质
（2） 沸点：液态物质〉气态物质
4、一般来说合金的熔沸点比各种金属的都低，硬度都大。