第4章原子结构和化学键（知识清单）高一化学必备单元知识清单与测试（沪科版2020）

第四章原子结构和化学键【单元知识框架】【单元知识清单】考点1元素周期表元素周期表的编排原则1、元素周期表的发展历程诞生⇒1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表↓依据⇒按照相对原子质量由小到大的顺序依次排列，将化学性质相似的元素放在同一纵行↓意义⇒揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上的重要里程碑之一↓发展⇒随着科学的发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满↓现行⇒当原子的组成及结构的奥秘被发现后，编排依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，形成现行的元素周期表2、元素周期表的编排原则(1)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(2)纵行原则：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(3)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号(4)原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数元素周期表的结构——“七行十八列”、七周期十六族1、周期(1)含义：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的一横行，叫做一个周期(2)数目：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期(3)特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数(4)分类：类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数稀有气体原子序数位置与结构的关系短周期一H～He212周期序数＝电子层数二Li～Ne8210三Na～Ar8318长周期四K～Kr18436五Rb～Xe18554六Cs～Rn32686七Fr～118号3271182、族(1)含义：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，叫做一个族(2)数目：元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一族，即：有16个族(3)特点：主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数(4)分类：现在常用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。详细情况见下图：(5)常见族的别称族别称第ⅠA族元素(除氢)碱金属元素第=2\*ROMANIIA族元素碱土金属第=3\*ROMANIIIA族元素硼族元素第ⅣA族碳族元素第ⅤA族氮族元素第ⅥA族氧族元素第ⅦA族卤族元素0族稀有气体元素第=3\*ROMANIIIB~=2\*ROMANIIB族过渡元素第六周期第=3\*ROMANIIIB族镧系元素第七周期第=3\*ROMANIIIB族锕系元素【微点拨】①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素②镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素③锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素=4\*GB3④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素元素周期表的应用1、认识元素周期表的相关信息(1)元素周期表中每个格中的信息(以Fe为例)(2)金属元素与非金属元素的分界线(3)同周期相邻主族元素的原子序数差的关系①同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下：周期数第二或第三周期第四或第五周期第六或第七周期差值11125(4)同主族元素的原子序数差的关系①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA族、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素的种数。如：钠和钾的原子序数之差为19－11＝8(钠所在第三周期所含元素的种数)②位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA族～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素的种数。如：氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)2、推测元素在周期表中的位置(1)方法一：根据原子结构示意图规律实例周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数已知某元素原子序数为35，则确定其在周期表中位置的方法是：先画出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为4，确定其处于第四周期，由其最外层有7个电子确定其处在第ⅦA族，因此该元素位于周期表中第四周期第ⅦA族(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0族元素HeNeArKrXeRn周期序数一二三四五六原子序数21018365486②方法：用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数。再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1③实例：“以47号元素Ag为例”，用47—36＝11，说明该元素在11列，根据列数与族序数的关系可知，该元素应为第ⅠB族，而周期数则在36号元素氪的下一周期，即第五周期，因此该元素位于周期表中第五周期第ⅠB族常见的等电子微粒1、常见的“10电子”粒子(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4(2)正离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq\o\al(＋,4)、H3O＋(3)负离子：N3－、O2－、F－、OH－、NHeq\o\al(－,2)2、常见的“18电子”粒子(1)分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4(2)正离子：K＋、Ca2＋(3)负离子：P3－、S2－、HS－、Cl－考点2元素周期律元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价第一周期原子序数12元素名称氢氦元素符号HHe核外电子排布原子半径/nm——主要化合价+10第二周期原子序数345678910元素名称锂铍硼碳氮氧氟氖元素符号LiBeBCNOFNe核外电子排布原子半径/nm——最高正价或最低负价+1+2+3+4—4+5—3—2—10第三周期原子序数1112131415161718元素名称钠镁铝硅磷硫氯氩元素符号NaMgAlSiPSClAr核外电子排布原子半径/nm0.1860.1600.1430.1170.1100.10299——最高正价或最低负价+1+2+3+4—4+5—3+6—2+7—10【思考与交流】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？1、原子核外电子排布的周期性变化1～18号元素的原子的最外层电子数变化图规律随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)2、原子半径的周期性变化1～18号元素的原子的原子半径变化图规律随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化3、元素化合价的周期性变化1～18号元素的化合价变化图规律随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)负价：－4→－1探究第三周期元素性质的递变规律1、钠、镁、铝金属性强弱比较单质实验项目NaMgAl实验操作实验现象熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红加热前，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两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快与水(或酸)的反应的剧烈程度与冷水剧烈反应镁与冷水几乎不反应，能与热水反应与酸迅速反应，放出氢气，但镁更容易化学方程式最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物结论①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为：Na>Mg>Al②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al=4\*GB3④随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强2、硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较元素SiPSCl单质与H2反应的条件高温磷蒸气与H2能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合由易到难的顺序是：Cl2>S>P>Si最高价氧化物的化学式SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4酸性比H2SO4强酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3氢化物的稳定性不稳定受热分解受热分解稳定结论①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为：Cl>S>P>Si②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为：Cl>S>P>Si3、同周期元素性质递变规律：同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强元素周期律1、内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化2、元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等3、实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果4、主族元素的周期性变化规律项目同周期(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结构电子层数相同，最外层电子数增多电子层数递增，最外层电子数相同原子半径逐渐减小(惰性气体除外)逐渐增大离子半径正离子逐渐减小，负离子逐渐减小同周期：r(负离子)＞r(正离子)逐渐增大性质主要化合价元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)非金属元素负价由－4→－１非金属元素负化合价—(8—主族序数)相同最高正化合价主族序数(O、F除外)元素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强元素的非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱失电子能力失电子逐渐减弱失电子逐渐增强得电子能力得电子逐渐增强得电子逐渐减弱单质的还原性还原性逐渐减弱还原性逐渐增强单质的氧化性氧化性逐渐增强氧化性逐渐减弱正离子的氧化性正离子氧化性逐渐增强正离子氧化性逐渐减弱负离子的还原性负离子还原性逐渐减弱负离子还原性逐渐增强非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性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考点3元素周期表的应用元素周期表的分区及元素性质的比较分区示意图分界线的划分沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚线，虚线的左下方是金属元素，右上方是非金属元素特点①元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。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②周期表的左下方金属性最强的元素是铯元素(放射性元素除外)；右上方非金属性最强的元素是氟元素；最后一个纵行是0族元素③金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系：主族元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而非金属的负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(1)周期序数＝电子层数(2)最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝8－|最低负价|(其中，F无正价，O无最高正价)(3)最低负价＝主族序数－8(4)元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系最高正价－|最低负价|6420主族族序数ⅦAⅥAⅤAⅣA元素周期表和元素周期律中的规律和应用1、元素周期表中的规律(1)“三角形”规律：所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所示。【应用】处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律。例如：原子序数C>B>A；原子半径C>A>B。A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C；单质的氧化性B>A>C；负离子的还原性Cn－8>An－8>Bn－7(设A为n族，则B为n＋1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7－nB>H8－nA>H8－nC。A、B、C若为金属，则其失电子能力C>A>B；单质的还原性C>A>B；正离子的氧化性B(n＋1)＋>An＋>Cn＋；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n＋1(2)“对角线”规律：有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。这一规律称为“对角线”规律如图所示：【应用】根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。(3)“相似”规律：①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同2、“位”、“构”、“性”之间的关系在解题中的应用(1)“位”、“构”、“性”的关系“位”、“构”、“性”的关系对关系图的理解①从元素的原子结构推测元素在周期表中的位置及有关性质②从元素在周期表中的位置推测元素的原子结构及相关性质③元素的一些主要性质又能反映元素的原子结构和元素在周期表中的位置(2)结构与位置互推问题是解题的基础①掌握四个关系式：a．核外电子层数＝周期数b．质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数c．最外层电子数＝主族序数d．主族元素的最外层电子数＝主族序数＝最高正价数(O、F元素除外)e．最低负价的绝对值＝8－主族序数(仅限第ⅣA～ⅦA族)②熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数；稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等(3)性质与位置互推问题是解题的关键：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，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)结构和性质的互推问题是解题的要素①最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性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④判断元素金属性和非金属性的方法【微点拨】元素“位—构—性”规律中的特例①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(eq\o\al(1,1)H)无中子②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体=5\*GB3⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价3、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索4、启发人们在一定区域内寻找新物质①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料5、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)2②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难溶又如：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.考点4原子的构成原子的表示方法、质量数及原子结构1、原子的表示方法：表示方法：的含义代表一个质量数为A、质子数为Z的原子2、质量数(1)概念：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值(2)构成原子的微粒间的两个关系①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)②质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数3、符号eq\o\al(A,Z)eq\o(X,\s\up6(±c))eq\o\al(m±,n)中各个字母的含义：4、构成原子的微粒及作用5、原子和离子中微粒间的数量关系(1)原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：(2)正离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na＋：(3)负离子：核外电子数＝质子数＋所带电荷数，如S2－：【微点拨】①任何微粒中，质量数＝质子数＋中子数，但质子数与电子数不一定相等，如：正负离子中②有质子的微粒不一定有中子，如：1H；有质子的微粒不一定有电子，如：H＋③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如：F与OH－④核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如：Al3＋和Na＋、F－等，NHeq\o\al(＋,4)与OH－等考点5核素元素、核素、同位素1、元素：具有相同核电荷数(即核内质子数)的同一类原子的总称【微点拨】同种元素原子的原子核中质子数是相同的。而精确实验证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同，如：氢元素的原子核氢元素的原子核原子名称原子符号()质子数(Z)中子数(N)10氕eq\o\al(1,1)H11氘eq\o\al(2,1)H或D12氚eq\o\al(3,1)H或T2、核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，如：eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H就各为一种核素3、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)，如：eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H互为同位素(2)特点——两同两不同①两同：质子数相同，核外电子相同②两不同：质量数不同，中子数不同(3)性质①同位素在周期表里占据同一位置②同位素的化学性质几乎相同③天然存在的同位素，相互间保持一定的比率(4)同位素的应用：同位素分为天然同位素和人造同位素(1)核能：eq\o\al(2,1)H和eq\o\al(3,1)H是制造氢弹的原料，；eq\o\al(235,92)U用于制造原子弹、核发电(2)考古：根据eq\o\al(14,6)C遗留数量的多少可以推断生物体的存在年代(3)医疗：利用放射性同位素释放的射线治疗癌症和肿瘤等4、元素、核素、同位素的判断方法(1)判断元素、核素和同位素时，要抓住各种粒子的本质。质子数相同的原子就是同种元素；质子数和中子数均相同的就是同种原子，也称为核素，同种元素的不同核素互称同位素(2)分析原子表示符号的几组数字。eq\o\al(A,Z)X，只要Z相同，就是同种元素；Z和A均相同，是同种核素；Z相同，A不相同的互称同位素；Z不相同的不论A是否相同，均不是同种元素，更不能称为同位素5、元素、核素、同位素的区别与联系元素核素同位素本质质子数相同的一类原子质子数、中子数都一定的原子质子数相同、中子数不同的同一元素的不同原子之间的相互称谓范畴同类原子，存在游离态、化合态两种形式原子原子特性只有种类，没有个数化学反应中的最小微粒化学性质几乎完全相同决定因素质子数质子数、中子数质子数、中子数举例eq\o\al(16,8)O、eq\o\al(18,8)O、eq\o\al(16,8)O2－都属氧元素eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H、eq\o\al(40,19)K、eq\o\al(40,20)Ca属于5种不同核素eq\o\al(234,92)U、eq\o\al(235,92)U、eq\o\al(238,92)U互为同位素联系考点6相对原子质量原子的相对原子质量与元素的相对原子质量1、原子(或核素)的相对原子质量：以一个12C原子质量的eq\f(1,12)作为标准，X原子的质量跟它相比所得的数值即为X的相对原子质量，即：M(核素)＝eq\f(m核素,\f(1,12)m12C)，取该值的正整数即为该核素的质量数2、元素的相对原子质量：因天然元素往往不只一种原子，因而用上述方法定义元素的相对原子质量就不合适了。元素的相对原子质量是该元素的各种核素的原子数百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值如：A、B、C…为某元素的不同核素，其原子数百分比分别为a%、b%、c%…则该元素的相对原子质量为MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分别表示核素A、B、C…的相对原子质量3、元素的近似相对原子质量：若用同位素的质量数替代其相对原子量进行计算，其结果就是元素的近似相对原子质量(计算结果通常取整数)。我们通常采用元素的近似相对原子质量进行计算考点7核外电子排布的规律原子核外电子的排布规律1、电子的能量(1)在多电子原子里，电子的能量不同(2)在离核近的区域运动的电子的能量较低，在离核远的区域运动的电子的能量较高2、电子层(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层(2)不同电子层的表示及能量关系各电子层由内到外电子层数(n)1234567字母代号KLMNOPQ最多容纳电子数(2n2)281832507298离核远近由近到远能量高低由低到高3、原子核外电子的排布规律(1)能量最低原则：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里(2)分层排布原则：①每层最多容纳的电子数为2n2个②最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个=4\*GB3④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值【微点拨】核外电子排布的几条规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如：M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子考点8结构示意图和电子式电子层的表示方法原子的结构示意图离子结构示意图Na＋Cl－核内质子数等于核外电子数正离子：核外电子数小于核电荷数负离子：核外电子数大于核电荷数电子式的概念及书写技巧1、电子式的概念：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【微点拨】元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布2、电子式的书写(1)原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“·”或“×”把最外层电子一一表示出来即可氢原子氯原子氮原子钠原子氧原子钙原子(2)简单正离子(单核)的电子式：简单正离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电子钠离子锂离子镁离子铝离子Na＋Li＋Mg2＋Al3＋(3)简单负离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[]”括起来，并在“[]”右上角标出“n－”以表示其所带的电荷Cl—O2—S2—N3—(4)原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是负离子，还是正离子，不仅要画出各原子最外层的电子，而且都应用“[]”括起来，并在“[]”右上角标明电性和电量NH4+H3O+OH—O22—S22—C22—(5)离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由正离子的电子式和负离子的电子式组成的，对于化合物是由多种离子组成的物质，相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并CaOK2SCaF2NaOHNaHCaC2Na2O2FeS2NH4ClNH5Mg3N2Na3NAl2S3(6)离子键的形成(离子化合物的形成过程)：离子键的形成用电子式表示式时，前面写出成键原子的电子式，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：(7)共价化合物的电子式(共价分子)：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子结构式：用一根短线表示一对共用电子对的式子叫做结构式。(未成键的电子不用标明)考点9核外电子排布和元素周期律微粒半径大小的比较方法及规律【方法与技巧】“三看”法比较简单微粒的半径大小①“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小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1、原子(1)同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)(2)同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)2、离子(1)正离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋)(2)负离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－)(3)同主族正离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)(4)同主族负离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)(5)同周期正离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)(6)同周期负离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3—)>r(O2—)>r(F—)【微点拨】同周期：r(负离子)＞r(正离子)，负离子比正离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋)(7)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)(8)同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)【微点拨】=1\*GB3①稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如：r(Ar)>r(Cl)=2\*GB3②不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)<r(O)；而O与S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S)元素的金属性和非金属性强弱的判断方法1、元素金属性强弱的判断方法(1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力【微点拨】比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强(2)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素为铯(4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断①依据最高价氧化物对应水化的碱性强弱来比较：碱性越强则对应元素的金属性越强如：碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，则金属性：Na>Mg>Al②依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度来比较：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe③依据金属单质之间的置换反应来比较：若xn＋＋y=x＋ym＋，则y比x金属性强如：Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu④依据单质的还原性或离子氧的化性强弱来比较：单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则对应元素的金属性越强如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na⑤依据金属活动性顺序来比较：一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。2、元素非金属性强弱的判断方法(1)非金属性：元素的原子得到电子能力【微点拨】比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强(2)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强(3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。非金属性最强的元素为氟(4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断①依据最高价氧化物的水化物酸性强弱来比较：酸性越强则对应元素的非金属性越强如：酸性：HClO4(最强酸)>H2SO4(强酸)>H3PO4(中强酸)>H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl>S>P>Si②依据非金属元素单质与H2化合的难易程度来比较：化合越容易，非金属性越强如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F>Br③依据形成气态氢化物的稳定性来比较：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强如：如稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl④依据单质的氧化性或负离子的还原性越弱来比较：单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则对应元素的非金属性越强如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S⑤依据与盐溶液或气体、无氧酸溶液间的置换反应来比较：若An－＋B=Bm－＋A，则B比A非金属性强如：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I=6\*GB3⑥依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来比较：化合价越高，则非金属性越强如：Cu＋Cl2eq\o(=,\s\up7(点燃))CuCl2，2Cu＋Seq\o(=,\s\up7(△))Cu2S，即得非金属性：Cl>S。【微点拨】①一般来说，在氧化还原反应中，单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则元素的非金属性就越强；单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性就越强。故一般来说，元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的②金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数的多少如：Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强③原子半径与元素的金属性、非金属性之间的关系：原子半径越大，最外层电子数越少，越容易失去电子，金属性越强；原子半径越小，最外层电子数越多，越容易得到电子，非金属性越强。因此：同周期中，从左到右，原子半径减小，最外层电子数增加，失去电子能力减弱，得到电子能力增强，金属性减弱，非金属性增强；同主族中，由上往下，原子半径增大，最外层电子数相同，失去电子能力增强，得到电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱考点10离子键离子键及离子化合物1、离子键的形成过程(以NaCl形成为例)钠可以在氯气中燃烧，反应的化学方程式为2Na＋Cl2eq\o(=,\s\up7(点燃))2NaCl根据钠原子和氯原子的核外电子排布，钠原子要达到8电子的稳定结构，就需要失去1个电子；而氯原子要达到8电子稳定结构则需获得1个电子。钠个氯气反应时，钠原子的最外电子层上的1个电子转移到氯原子的在外电子层上，形成带正电荷的钠离子和带负电的氯离子。带相反电荷的钠离子和氯离子，通过静电作用结合在一起，从而形成与单质钠和氯气性质完全不同的NaCl。2、离子键(1)概念：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键(2)成键微粒：正离子和负离子(3)成键本质：负离子和正离子之间的静电作用。这种静电作用不只是静电引力，而是指正负离子之间的静电引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应(4)成键条件①活泼金属(如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素)和活泼非金属(如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素)相互结合时形成离子键。离子键(有电子转移)②酸根负离子与金属正离子(含NH4+)之间形成离子键(5)成键的原因：离子键成键的原因是原子间相互得失电子达到稳定结构；体系的总能量降低(6)存在范围：只存在离子化合物中，常见的离子化合物：强碱(NaOH)；绝大多数盐[NaCl、Na2SO4，但AlCl3、BeCl2例外；金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、CaO、MgO)(7)成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属元素(8)离子键强弱的判断：离子键的强弱决定于相互作用的正负离子所带的电荷数的多少和其离子核间的距离(即正负离子半径之和)大小。正负离子电荷数越多，半径越小，形成的离子键就越强，形成的化合物的熔沸点就越高，晶体的硬度则越大。如：CaO＜MgO，MgO＜Al2O33、离子化合物(1)概念：通过离子键形成的化合物即为离子化合物(2)组成微粒：正负离子(3)微粒间的作用力：离子键(4)常见的离子化合物的类型：大多数盐类(NaCl、Na2SO4)、强碱(NaOH)、金属氧化物(Na2O、Na2O2)(5)离子化合物的特点：较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电【微点拨】①离子化合物中一定含有离子键；含有离子键的物质一定是离子化合物②离子化合物中一定含有负离子和正离子，但不一定含有金属元素，如：NH4Cl、NH4NO3等③含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如：AlCl3④离子化合物的化学式，不表示分子式，只表示正负离子的最简单整数比考点11共价键共价键与共价化合物1、共价键的形成过程氯分子的形成过程氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子的得失，如果2个氯原子个提供1个电子，形成共用电子对，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构2、共价键(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键(2)成键微粒：原子(3)成键实质：共用电子对对两原子的电性作用(4)成键条件：非金属元素的原子最外层未达到饱和状态(即8电子稳定结构)，相互间通过共用电子对形成共价键①同种或不同种非金属元素的原子的结合②部分金属元素的原子和非金属原子结合(如：AlCl3、BeCl2)(5)存在范围①非金属单质分子(稀有气体除外)，如：H2、O2、N2、Cl2②非金属形成的化合物中，如：CO2、H2O、H2SO4、NH3、CH4③部分离子化合物中，如：NaOH、Na2SO4、NH4NO3④某些金属和非金属形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2(6)成键元素：一般是非金属元素之间(7)成键的原因：共价键成键的原因是原子通过共用电子对，各原子最外层电子一般都能达到饱和状态、两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，原子形成分子后，体系的总能量降低3、键参数——表现化学键性质的物理量(1)键能：拆开1mol共价键所吸收的能量(或形成1mol共价键所释放的能量)叫做键能。共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定(2)键长：分子中，成键两原子的核间距离叫做键长(近似等于成键两原子半径之和)。一般来说，共价键的键长越短，形成的键就越强，成键原子间的结合得越牢固，分子也就越稳定【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大(3)键角：相邻的两个共价键间的夹角叫做键角，每一个共价键是角的一边。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型如：CH4：109°28′CO2：180°P4：60°H2O：104°30′NH3：107°18′ 4、共价键的分类 (1)共价键按共用电子对是否发生偏移可分为两大类：极性键和非极性键=1\*GB3①极性键a．定义：共用电子对发生偏移(电荷分布不均匀)的共价键，称为极性共价键，简称为极性键b．特征：成键的原子呈正电性或负电性c．原因：不同的成键原子的非金属性不同。非金属性的不同，使共用电子对偏向非金属性