00知识清单《物质结构与性质》(必背知识课前诵读)

目录原子结构及原子核外电子排布............................................................................................................................................1知识点1原子的构成.......................................................................................................................................................1知识点2“三素”——元素、核素、同位素....................................................................................................................1知识点3等电子粒子的寻找规律...................................................................................................................................2知识点4能层与能级.......................................................................................................................................................3知识点5电子云与原子轨道...........................................................................................................................................3知识点6原子或离子结构示意图...................................................................................................................................4知识点7构造原理与基态原子的电子排布式...............................................................................................................4知识点8离子的电子排布式...........................................................................................................................................4知识点9外围电子排布式(价电子排布)........................................................................................................................5知识点10电子排布的轨道表示式(电子排布图)............................................................................................................5知识点11基态与激发态原子光谱...............................................................................................................................5知识点12核外电子排布的表示方法的比较...................................................................................................................6元素周期表和元素周期律....................................................................................................................................................7知识点1元素周期表的结构...........................................................................................................................................7知识点2原子结构与元素周期表...................................................................................................................................7知识点3元素周期表的分区...........................................................................................................................................8知识点4元素周期表的三大应用...................................................................................................................................9知识点5元素周期表结构中隐含的两条规律...............................................................................................................9知识点6常见族的别称...................................................................................................................................................9知识点7主族元素的周期性变化规律.........................................................................................................................10知识点8原子半径和离子半径的变化规律.................................................................................................................10知识点0元素金属性强弱的判断方法.........................................................................................................................11知识点10元素非金属性强弱的判断方法.....................................................................................................................11知识点11电离能及其变化规律......................................................................................................................................12知识点12电负性及其变化规律.....................................................................................................................................12知识点13元素周期表、元素周期律的应用.................................................................................................................13化学键与电子式..................................................................................................................................................................14知识点1化学键.............................................................................................................................................................14知识点2离子键和共价键的比较.................................................................................................................................14知识点3共价键的分类及判断方法.............................................................................................................................14知识点4共价键的键参数............................................................................................................................................15知识点5离子化合物与共价化合物的比较................................................................................................................16知识点6化学键与物质类型的关系............................................................................................................................16知识点7电子式的书写方法........................................................................................................................................17知识点8等电子原理...................................................................................................................................................18分子的空间结构与分子的性质.........................................................................................................................................19知识点1价层电子对互斥模型(VSEPR模型)理论要点............................................................................................19知识点2价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体步骤.................................................................19知识点3价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体思路.................................................................20知识点4孤电子对对键角影响的理论解释.................................................................................................................20知识点5杂化轨道的类型.............................................................................................................................................20知识点6判断中心原子杂化轨道类型的方法.............................................................................................................21知识点7分子间作用力.................................................................................................................................................23知识点8分子的极性.....................................................................................................................................................24知识点0分子的溶解性.................................................................................................................................................25知识点10分子的手性.....................................................................................................................................................25知识点11无机含氧酸分子的酸性..................................................................................................................................25键角大小的判断方法..........................................................................................................................................................27大π键的分析方法................................................................................................................................................................29晶体结构与性质..................................................................................................................................................................33知识点1晶体和非晶体.................................................................................................................................................33知识点2晶胞.................................................................................................................................................................33知识点3晶胞中微粒数目的计算方法.........................................................................................................................33知识点4晶体的分类.....................................................................................................................................................34知识点5晶体类别的判断方法....................................................................................................................................34知识点6几种常见的晶体类型比较.............................................................................................................................35知识点7晶体熔、沸点的比较.....................................................................................................................................35知识点8常见分子晶体结构分析.................................................................................................................................36知识点0常见共价晶体结构分析.................................................................................................................................37知识点10金属晶体的四种堆积模型分析.....................................................................................................................38知识点11常见离子晶体结构分析..................................................................................................................................40知识点12混合晶体——石墨晶体.................................................................................................................................41晶体计算的常见类型..........................................................................................................................................................42知识点1晶胞参数(边长)与半径的关系.......................................................................................................................42知识点2晶体密度及微粒间距离的计算.....................................................................................................................43知识点3金属晶体空间利用率的计算方法.................................................................................................................43原子分数坐标分析方法......................................................................................................................................................45配合物与超分子..................................................................................................................................................................46知识点1配位键.............................................................................................................................................................46知识点2配位化合物.....................................................................................................................................................46知识点3典型配合物.....................................................................................................................................................47知识点4超分子.............................................................................................................................................................47元素周期表..........................................................................................................................................................................48原子结构及原子核外电子排布【知识网络】【核心知识梳理】一、原子结构与核素、同位素1．原子的构成(1)构成原子的微粒及作用(2)核素(原子)符号表示——表示方法：的含义代表一个质量数为A、质子数为Z的原子(3)微粒中的“各数”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－所带电荷数④阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数(4)微粒符号周围数字的含义，如过氧根离子：eq\o\al(16,8)Oeq\o\al(2－,2)2．“三素”——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，物理性质不同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\o\al(1,1)H：名称为氕，不含中子eq\o\al(2,1)H：用字母D表示，名称为氘或重氢eq\o\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核素eq\o\al(235,92)Ueq\o\al(14,6)Ceq\o\al(2,1)Heq\o\al(3,1)Heq\o\al(18,8)O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子(5)核素和元素的相对原子质量①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的eq\f(1,12)的比值即为该原子的相对原子质量，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。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：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\*GB3③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【微点拨】①并不是所有的原子都由质子和中子构成，如eq\o\al(1,1)H中没有中子②核素是具有固定质子数和中子数的原子，同位素是具有相同质子数的不同核素的互称③只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量④质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－=5\*GB3⑤核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NHeq\o\al(＋,4)与OH－=6\*GB3⑥不同的核素可能具有相同的质子数，如eq\o\al(1,1)H与eq\o\al(3,1)H；也可能具有相同的中子数，如eq\o\al(14,)6C与eq\o\al(16,8)O；也可能具有相同的质量数，如eq\o\al(14,6)C与eq\o\al(14,7)N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如eq\o\al(1,1)H与eq\o\al(12,6)C=7\*GB3⑦同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同3．等电子粒子的寻找规律10电子微粒18电子微粒“14电子”粒子Si、N2、CO、C2H2、Ceq\o\al(2－,2)“16电子”粒子S、O2、C2H4、HCHO二、原子核外电子排布原理1．能层与能级(1)能层(n)(即电子层)原子核外的电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(电子层)。由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低(2)能级同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。不同能层的能级表示方法是在该能级符号前面加能层序号，如第3层的各能级表示为3s、3p、3d能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级符号1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p………………轨道数113135135713能级最多电子数226261026101426………………能层最多电子数281832…………2n2【微点拨】=1\*GB3①任一能层的能级总是从s能级开始，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……=2\*GB3②能级数目＝能层序数(第一层有1个能级，第二层有2个能级，第三能层有3个能级)=3\*GB3③s、p、d、f各能级可容纳的电子数分别为1、3、5、7的2倍=4\*GB3④不同能层之间，符号相同的能级容纳的电子数相同，如：1s、2s、3s、4s均容纳2个电子=5\*GB3⑤不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……2．电子云与原子轨道(1)电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云=1\*GB3①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次=2\*GB3②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大=3\*GB3③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散(2)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道原子轨道spdf轨道形状球形哑铃形(纺锤形)复杂复杂轨道个数1357【微点拨】①能层序数越大，原子轨道的半径越大②p能级有3个原子轨道，互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同=3\*GB3③原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n23．原子核外电子排布的方法(1)原子或离子结构示意图排布的原则(主族元素)原子的结构示意图①能量规律：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数量规律a．每层最多容纳的电子数为2n2个b．最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)c．次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个d．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(2)构造原理与基态原子的电子排布式=1\*GB3①构造原理——电子的填充顺序构造原理示意图多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，即：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……这个排列顺序被称为构造原理原子核外电子填充的顺序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np各能级的能量高低顺序可以表示为(n表示能层序数)a．Ens＞E(n1)s＞E(n2)sb．Enp＞E(n1)p＞E(n2)pc．End＞E(n1)d＞E(n2)dd．Enf＞E(n1)f＞E(n2)fe．Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp=2\*GB3②基态原子的电子排布式：将能级上所排布的电子数标注在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子(电子排布式遵循构造原理的，但书写时必须按照电子层的顺序排列)=3\*GB3③简化的电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式实例氮钠铁铬电子排布式1s22s22p31s22s22p63s11s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p63d54s1简化的电子排布式[He]2s22p3[Ne]3s1[Ar]3d64s2[Ar]3d54s1【微点拨】a．Fe的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式为：[Ar]3d64s2；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实”b．相对稳定的状态：能量相同的原子在全充满(p6、d10、f14)或半充满(p3、d5、f7)时，体系的能量较低，原子较稳定，如：24Cr存在半充满1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu存在全充满1s22s22p63s23p63d104s1=4\*GB3④离子的电子排布式书写：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上实例Fe2＋Fe3＋O2－电子排布式[Ar]3d6[Ar]3d51s22s22p6=5\*GB3⑤外围电子排布式(价电子排布)：将简化电子排布式中的稀有气体和中括号去掉得到的即为外围电子排布式，也叫价电子排布实例氮钠钙铁铜简化电子排布式[He]2s22p3[Ne]3s1[Ar]4s2[Ar]3d64s2[Ar]3d104s1外围电子排布式2s22p33s14s23d64s23d104s1规律a．主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子b．过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子(3)电子排布的轨道表示式(电子排布图)：用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，用“↑”或“↓”表示容纳的电子，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)=1\*GB3①排布情况遵循以下三个规则a．能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理b．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且这两个电子自旋方向必须相反，任何一个原子里绝不会出现运动状态完全相同的电子。如：2s轨道上的电子排布为，不能表示为c．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同如：2p3的电子排布为，不能表示为或=2\*GB3②轨道表示式的表示方法及各符号、数字的意义表示方法及各符号、数字的意义实例O原子的电子排布图：Na原子的电子排布图：【微点拨】硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4a．运动状态等于电子数S原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子b．空间运动状态等于轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态c．伸展方向看轨道类型S原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向d．不同能量的电子看轨道数S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子e．运动范围看电子层S原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围4．基态与激发态原子光谱(1)基态原子与激发态原子=1\*GB3①基态原子：处于最低能量状态的原子=2\*GB3②激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子=3\*GB3③基态、激发态相互间转化的能量变化基态原子eq\o(,\s\up11(吸收能量),\s\do4(释放能量，主要形式为光))激发态原子(2)光谱=1\*GB3①光谱的成因及分类：不同元素的原子发生跃迁时会吸收能量(基态→激发态)或释放能量(激发态→基态)，从而吸收或释放不同的光，若用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，则可确立某种元素，这些光谱总称原子光谱=2\*GB3②光谱分析：不同元素的原子光谱都是特定的，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析a．利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素，如：科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量b．光谱仪可以测量物质发射或吸收光波的波长，拍摄各种光谱图，光谱图就像“指纹”辨认一样，可以辨别形成光谱的元素(3)焰色反应为发射光谱5．核外电子排布的表示方法的比较原子(核素)符号含义在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号实例eq\o\al(16,8)O电子式含义化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式实例原子(离子)结构示意图含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子实例电子排布式含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1简化电子排布式含义为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示实例K：[Ar]4s1价电子排布式含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式实例Al：3s23p1电子排布图含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子实例Al：元素周期表与元素周期律【知识网络】【核心知识梳理】一、元素周期表及应用1．元素周期表的结构——“七行十八列”、七周期十六族(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\*GB3①周期：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，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=2\*GB3②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，叫做一个族，元素周期表18个纵列中，除8、9、10三个纵列为一族外，其余每一纵列为一族，即：有16个族(3)结构2．原子结构与元素周期表(1)原子核外电子排布与周期的关系类别周期能层数(电子层数)每周期第一种元素每周期最后一种元素每周期元素种数位置与结构的关系原子序数基态原子简化电子排布式原子序数基态原子外围电子排布式短周期一111s121s22周期序数＝电子层数二23[He]2s1102s22p68三311[Ne]3s1183s23p68长周期四419[Ar]4s1364s24p618五537[Kr]5s1545s25p618六655[Xe]6s1866s26p632七787[Rn]7s11187s27p632(2)原子核外电子排布与族的关系①元素周期表的列数与族序数的关系②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表族数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA价电子排布式ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5列数121314151617价电子数1234567规律主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价电子总数=3\*GB3③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30Zn族数ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB价电子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d64s23d74s23d84s23d104s13d104s2价电子数目3456789101112列数3456789101112规律价电子总数＝列序数=4\*GB3④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)3．元素周期表的分区(1)按核外电子排布分区=1\*GB3①区的名称：除ds区外，是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的=2\*GB3②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区分区示意图(2)按元素种类分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质(3)元素周期表中的特殊位置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4．元素周期表的三大应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索(2)寻找新材料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(3)用于工农业生产：对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等5．元素周期表结构中隐含的两条规律(1)同周期、邻主族元素原子序数差的关系①短周期元素原子序数差＝族序数差②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24③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(2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系①ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32②ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32③ⅢA～ⅦA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、326．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】①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是第Ⅷ族，不是ⅧB族；③会根据元素周期表的构成特点，分析每周期的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素二、元素周期律1．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)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2．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数电子层数相同，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)逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大元素的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第一电离能呈增大趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小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阳离子的氧化性阳离子氧化性逐渐增强阳离子氧化性逐渐减弱阴离子的还原性阴离子还原性逐渐减弱阴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3．原子半径和离子半径的变化规律(1)原子的递变规律=1\*GB3①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\*GB3②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)离子半径的大小比较=1\*GB3①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋)=2\*GB3②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－)=3\*GB3③同主族阳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\*GB3④同主族阴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\*GB3⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)=6\*GB3⑥同周期阴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(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋)=7\*GB3⑦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\*GB3⑧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＋)4．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＞Cu⑥依据原电池的正负极：一般来说，作负极负极的金属对应元素的金属性强=7\*GB3⑦依据电解池的阴极放电顺序：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性越弱5．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：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl④依据单质的氧化性或阴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＋SCu2S，则非金属性：Cl>S=7\*GB3⑦依据电解池的阳极放电顺序：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性越弱6．电离能及其变化规律(1)概念①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，用符号I1表示②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……，这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高(2)元素第一电离能的变化规律=1\*GB3①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。IIA族元素的I1大于IIIA族元素；VA族元素的I1大于VIA族元素。如，Be＞B、N＞O，这与原子的外层电子构型有着密切关系：Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小=2\*GB3②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小=3\*GB3③过渡元素：第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加=4\*GB3④同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…，并且会发生一个突变。如果I(n+1)>>In，对主族元素而言，最外层有n个电子，最高化合价为+n(3)电离能的应用=1\*GB3①用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强=2\*GB3②用来判断原子失去的电子数目和形成的阳离子所带的电荷数(元素的化合价)：若I(n+1)>>In，即电离能在In和I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子，对主族元素而言，最高化合价为+n(或只有0价、+n价)7．电负性及其变化规律(1)电负性：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)(3)变化规律：随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化=1\*GB3①同周期：自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱=2\*GB3②同主族：自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱(3)电负性的应用=1\*GB3①判断元素的金属性和非金属性及其强弱a．金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性b．金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼=2\*GB3②判断元素的化合价a．电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值b．电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值=3\*GB3③判断化学键的类型a．如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键b．如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物【微点拨】电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物=4\*GB3④判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I=5\*GB3⑤解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质8．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：比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱的方法。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

(3)启发人们在一定区域内寻找新物质化学键与电子式【知识网络】【核心知识梳理】1．化学键(1)概念：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫化学键(使离子相结合或使原子相结合的作用力)(2)分类①离子键：存在于离子化合物中②共价键：除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中③金属键：金属单质中2．离子键和共价键的比较离子键共价键概念阴、阳离子通过静电作用形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键成键粒子阴、阳离子原子成键实质阴、阳离子的静电作用原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)成键条件活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键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成键元素一般是活泼的金属和活泼的非金属元素一般是非金属元素之间存在范围只存在离子化合物中①大多数盐类，如：NaCl、Na2SO4②强碱，如：NaOH③金属氧化物，如：Na2O、Na2O2①非金属单质分子(稀有气体除外)如：H2②非金属形成的化合物中，如：CO2、H2O③部分离子化合物中，如：NaOH、Na2SO4④某些金属和非金属形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2键的特征无饱和性和方向性具有饱和性和方向性键的强度判断方法离子键的强弱决定于相互作用的阴、阳离子所带的电荷数的多少和其离子核间的距离大小。阴、阳离子电荷数越多，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，晶体的硬度则越大共价键的强弱取决于键能，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．共价键的分类及判断方法分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式σ键电子云“头碰头”重叠π键电子云“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对(1)σ键与π键的判断①由轨道重叠方式判断a．“头碰头”重叠为σ键，σ键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作，σ键电子云的图形不变。利用电子云描述σ键的形成过程：s­sσ键：两个成键原子均提供s轨道形成的共价键s­pσ键：两个成键原子分别提供s轨道和p轨道形成的共价键p­pσ键：两个成键原子均提供p轨道形成的共价键b．“肩并肩”重叠为π键，π键的特征：π键电子云为镜像对称，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两个原子核构成的平面的两侧；π键重叠程度较小，不稳定，容易断裂；若原子半径大，原子间形成的σ键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键。p轨道和p轨道形成π键的过程如图所示：②由物质的结构式判断：共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个σ键、两个π键③由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。④依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂(2)极性键与非极性键的判断:不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键4．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量(1)键能：气态分子中1_mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15K、100kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1，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：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定【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：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。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(4)键参数对分子性质的影响：(5)常见分子的键角与分子空间结构化学式结构式键角空间结构CO2OCO180°直线形NH3107°三角锥形H2O105°V形BF3120°平面三角形CH4109°28′正四面体形5．离子化合物与共价化合物的比较离子化合物共价化合物概念由离子键构成的化合物只含有共价键的化合物构成微粒阴、阳离子原子化学键类型一定含有离子键，可能含有共价键只含有共价键构成元素一般为活泼金属元素与活泼非金属元素一般为不同种非金属元素达到稳定结构的途径通过电子得失达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构特点较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电一般熔点、沸点较低，常温下为气体或液体，易挥发物质类别①大多数盐类，如：NaCl、Na2SO4②强碱，如：NaOH③金属氧化物，如：Na2O、Na2O2①非金属氢化物，如：NH3、H2S②非金属氧化物，如：CO、CO2③酸，如：H2SO4、HNO3④大多数有机化合物，如：CH4⑤极少数盐，如：AlCl3、BeCl2【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阴离子和阳离子，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，只表示阴、阳离子的最简单整数比=5\*GB3⑤含有共价键的分子不一定是共价化合物，如：H2、O2等单质=6\*GB3⑥含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如：NaOH、Na2O2=7\*GB3⑦离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键6．化学键与物质类型的关系(1)除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键(2)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等(3)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等(4)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2