专题四物质结构元素周期律（知识串讲）-2023-2024学年高一化学期末知识串讲专题检测过（人教版2019必修一）原卷版

专题四物质结构元素周期律一、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\co1(原子核\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(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)＝质子数(Z)＋中子数(N)。②质子数＝核电荷数＝核外电子数。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各电子层由内到外电子层数1234567字母代号KLMNOPQ离核远近由近到远能量高低由低到高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(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10个电子的微粒分子：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18个电子的微粒分子：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。【例1】（2023上·北京东城·高一校考期末）下列叙述正确的是A．电子的能量越低，运动区域离核越远B．某原子K层上只有一个电子C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子二、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＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。(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ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族副族共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB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)(3)常见族的别称族别名第ⅠA族(除氢外)碱金属元素第ⅦA族卤族元素0族稀有气体元素【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A族和第A族外，其余同周期相邻元素序数差为1。②同周期第A族和第A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。【例2】（2023上·重庆长寿·高一统考期末）下列关于元素周期表的叙述不正确的是A．元素周期表有7个横行，称为七个周期B．元素周期表的18个纵行，分为16个族C．周期表中同周期第ⅡA族与第ⅢA族原子序数一定相差1D．周期表中元素种类最多的族是ⅢB族三、核素同位素1．元素(1)概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。(2)决定元素种类的是质子数。2．核素(1)概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。(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\o\al(39,19)K；②质子数为6，中子数为6的核素为eq\o\al(12,

6)C；③核素eq\o\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：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)。“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eq\o\al(1,1)Heq\o\al(2,1)Heq\o\al(3,1)H名称氕氘(重氢)氚(超重氢)符号HDT质子数111中子数012(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\o\al(A,Z)Xeq\o\al(n±,b)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(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【例3】（2023下·云南·高一校考期末）下列说法正确的是A．16O2、18O2互为同位素B．、、三种核素的化学性质不同C．、两种核素的中子数相同，质子数不同D．白磷与红磷是磷元素的两种同素异形体四、碱金属元素1．碱金属元素的对比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Li3120.152钠Na11130.186钾K19140.227铷Rb37150.248铯Cs55160.265（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+O22Li2O2Na+O2Na2O22Na+2H2O==2NaOH+H2↑2K+2H2O==2KOH+H2↑2.对比钾、钠与氧气、水的反应实验内容现象结论或解释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，生成淡黄色固体化学方程式：2Na+O2Na2O2钾在空气中燃烧钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体化学方程式：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，最后消失化学方程式：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，最后消失化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑【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0.534180.51347钠（Na）银白色、柔软0.9797.81882.9钾（K）银白色、柔软0.8663.65774铷（Rb）银白色、柔软1.53238.89688铯（Cs）略带金属光泽、柔软1.87928.40678.4a．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：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH【例4】（2020下·辽宁·高一校考期末）以下关于锂、钠、钾、铷、铯的叙述正确的是()①氢氧化物中碱性最强的是CsOH②单质熔点最高的是铯③它们都是热和电的良导体④它们的密度依次增大，且都比水轻⑤它们的还原性依次增强⑥它们对应阳离子的氧化性依次增强A．①③ B．②⑤ C．②④⑥ D．①③⑤五、卤族元素1．原子结构的特点【特别提醒】①相同点：最外层电子数都是7个。②不同点：核电荷数和电子层数不同。2．卤素单质的物理性质卤素单质颜色和状态密度熔点／℃沸点／℃F2淡黄绿色气体1.69g/L（15℃）－219.6－188.1Cl2黄绿色气体3.215g/L（0℃）－101－34.6Br2深红棕色液体3.119g/cm3（20℃）－7.258.78I2紫黑色固体4.93g/cm3113.5184.4【特别提醒】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。3．卤素单质与氢气反应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【特别提醒】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl>HBr>HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>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+Br2②2KI+Cl2==2KCl+I2③2KI+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：Cl2>Br2>I25.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，都表现很强的非金属性，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，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。【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X2eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(与氢气反应：X2＋H2===2HX,\a\vs4\al(与水,反应)\b\c\|\rc\(\a\vs4\al\co1(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：HF>HCl>HBr>HI；还原性：HF<HCl<HBr<HI；酸性：HF<HCl<HBr<HI。②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。【例5】（2023上·河北承德·高一统考期末）某同学进行如下实验：实验操作和现象Ⅰ向溴水中滴加少量，振荡，层显橙色Ⅱ向碘水中滴加少量，振荡，层显紫色Ⅲ向KBr、KI的混合液中加入，然后滴加氯水，振荡后层显紫色；再滴加氯水，振荡后紫色褪去；继续滴加氯水，振荡后层变为橙色下列分析错误的是A．Ⅰ和Ⅱ为对照组B．Ⅰ中层显橙色，说明层含C．Ⅲ中层显紫色，说明的氧化性强于D．Ⅲ中层变为橙色，说明水层中不含六、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周期序号原子序数电子层数最外层电子数结论第一周期1→211→2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3→1021→8第三周期11→1831→8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2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)周期序号原子序数原子半径(nm)结论第一周期1→2……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3→90.152→0.071大→小第三周期11→170.186→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性变化3．元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价结论第一周期1→2＋1→0①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3→9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周期性变化【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ⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物RH4RH3H2RHR最高价氧化物对应的水化物H2RO3或H4RO4H3RO4或HRO3H2RO4HRO4【例6】（2023下·河北保定·高一校考期末）原子序数为11~17的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是A．电子数 B．最外层电子数C．原子半径 D．元素最高正化合价七、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，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。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\o(=,\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AlMg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Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl=MgCl2＋2H2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3分类强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3结论金属性：Na>Mg>Al3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律SiPSCl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：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3结论Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强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。【例7】（2023上·天津宁河·高一校考期末）以下能作为非金属强弱判断依据的是A．工业法制硅单质：SiO2+2CSi+2CO↑ B．沸点：H2O＞H2SC．氟气通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2 D．酸性：HCl＞H2SO3八、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)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)相同原子半径逐渐减小逐渐增大得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强氧化性逐渐增强逐渐减弱还原性逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强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，酸性逐渐减弱非金属形成气态氢化物难易程度由难到易由易到难气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱化合价最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1)最高正价=主族序数，最低负价=－(8－族序数)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＝主族序数＝最外层电子数。(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)。【例8】（2023下·云南红河·高一校考期末）下列叙述正确的是A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．随着元素原子序数的递增，同周期元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化C．随着元素原子序数的递增，同周期元素的最高正化合价从＋1到＋7，最低负化合价从7到1重复出现D．电子层数越多，微粒半径越大九、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：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H2Se<HBr<HCl还原性Se2－>Br－>Cl－2.寻找有特殊用途的新物质【例9】（2023下·四川成都·高一统考期末）X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的五种短周期主族元素，Z是地壳中含量最高的金属元素，W的单质是黄色固体。X、Y、W在周期表中的相对位置关系如图所示。下列说法错误的是XYWA．原子半径的大小：X>YB．气态氢化物的稳定性：Y>WC．Q的最高价氧化物对应的水化物为强酸D．可电解Z与Q形成的化合物冶炼Z的单质十、“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。【例10】（2023下·湖南郴州·高一统考期末）我国科学家开发一种光学晶体M，其结构如图。M由短周期主族元素X、Y、Z、W组成，其中X和Y的质子数之和等于Z原子的电子数，Y和Z同周期，Z和W同主族。下列说法正确的是A．简单氢化物的还原性 B．原子半径：C．四种元素形成的化合物一定是共价化合物 D．Y、W的氧化物对应的水化物都是强酸十一、“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)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。3．同元素不同微粒半径(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−)>r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。4．同结构——“序大径小”(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。(2)举例：r(O2−)>r(F−)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。【易错警示】“一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。“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。所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。【例11】（2023上·江苏徐州·高一统考期末）是重要的还原剂，遇水立即发生爆炸性的猛烈反应并放出氢气，同时生成两种碱：，合成方法：。下列说法正确的是A．金属性大小： B．半径大小：C．还原性大小： D．碱性强弱：十二、元素的金属性和非金属性强弱的判断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【特别提醒】①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O=O双键，比Cl—Cl单键难断裂。【例12】（2023下·北京海淀·高一校考期末）下表是元素周期表的一部分，下列说法正确的是SiPSClArGeAsSeBrKrSnSbTeIXePbBiPoAlRnA．原子半径： B．稳定性：C．酸性： D．上表中，元素Pb的金属性最强十三、离子键1．从微观角度理解氯化钠的形成过程－，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。【例13】（2023上·广西贵港·高一统考期末）下列物质中，只含有离子键的是A．NH4Cl B．KOH C．CaF2 D．Na2O2十四、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：·NaMg原子：eq\o\al(·,·)Mg或·Mg·Al原子：eq\o\al(·,·)eq\o(Al,\s\up6(·))或·eq\o(Al,\s\up6(·))·Si原子：eq\o\al(·,·)eq\o(Si,\s\up6(·))·或·eq\o(Si,\s\up6(·),\s\do4(·))·P原子：eq\o\al(·,·)eq\o(P,\s\up6(·),\s\do4(·))·S原子：·eq\o(S,\s\up6(··),\s\do4(··))·Cl原子：eq\o\al(·,·)eq\o(Cl,\s\up6(··),\s\do4(··))·Ar原子：eq\o\al(·,·)eq\o(Ar,\s\up6(··),\s\do4(··))eq\o\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。，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。【例14】（2023上·黑龙江牡丹江·高一校考期末）下列表述正确的有几种①的电子式：

②碳原子电子式为

③氨气分子的结构式：

④次氯酸的电子式

⑤用电子式表示的形成过程：

⑥核外有a个电子，核内有b个中子原子符号：A．1种 B．2种 C．4种 D．5种十五、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\o\al(·,·)H；N2：eq\o\al(·,·)N⋮⋮Neq\o\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