目錄原子結構及原子核外電子排布............................................................................................................................................1知識點1原子的構成.......................................................................................................................................................1知識點2“三素”——元素、核素、同位素....................................................................................................................1知識點3等電子粒子的尋找規律...................................................................................................................................2知識點4能層與能級.......................................................................................................................................................3知識點5電子云與原子軌道...........................................................................................................................................3知識點6原子或離子結構示意圖...................................................................................................................................4知識點7構造原理與基態原子的電子排布式...............................................................................................................4知識點8離子的電子排布式...........................................................................................................................................4知識點9外圍電子排布式(價電子排布)........................................................................................................................5知識點10電子排布的軌道表示式(電子排布圖)............................................................................................................5知識點11基態與激發態原子光譜...............................................................................................................................5知識點12核外電子排布的表示方法的比較...................................................................................................................6元素周期表和元素周期律....................................................................................................................................................7知識點1元素周期表的結構...........................................................................................................................................7知識點2原子結構與元素周期表...................................................................................................................................7知識點3元素周期表的分區...........................................................................................................................................8知識點4元素周期表的三大應用...................................................................................................................................9知識點5元素周期表結構中隱含的兩條規律...............................................................................................................9知識點6常見族的別稱...................................................................................................................................................9知識點7主族元素的周期性變化規律.........................................................................................................................10知識點8原子半徑和離子半徑的變化規律.................................................................................................................10知識點0元素金屬性強弱的判斷方法.........................................................................................................................11知識點10元素非金屬性強弱的判斷方法.....................................................................................................................11知識點11電離能及其變化規律......................................................................................................................................12知識點12電負性及其變化規律.....................................................................................................................................12知識點13元素周期表、元素周期律的應用.................................................................................................................13化學鍵與電子式..................................................................................................................................................................14知識點1化學鍵.............................................................................................................................................................14知識點2離子鍵和共價鍵的比較.................................................................................................................................14知識點3共價鍵的分類及判斷方法.............................................................................................................................14知識點4共價鍵的鍵參數............................................................................................................................................15知識點5離子化合物與共價化合物的比較................................................................................................................16知識點6化學鍵與物質類型的關系............................................................................................................................16知識點7電子式的書寫方法........................................................................................................................................17知識點8等電子原理...................................................................................................................................................18分子的空間結構與分子的性質.........................................................................................................................................19知識點1價層電子對互斥模型(VSEPR模型)理論要點............................................................................................19知識點2價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體步驟.................................................................19知識點3價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構型的具體思路.................................................................20知識點4孤電子對對鍵角影響的理論解釋.................................................................................................................20知識點5雜化軌道的類型.............................................................................................................................................20知識點6判斷中心原子雜化軌道類型的方法.............................................................................................................21知識點7分子間作用力.................................................................................................................................................23知識點8分子的極性.....................................................................................................................................................24知識點0分子的溶解性.................................................................................................................................................25知識點10分子的手性.....................................................................................................................................................25知識點11無機含氧酸分子的酸性..................................................................................................................................25鍵角大小的判斷方法..........................................................................................................................................................27大π鍵的分析方法................................................................................................................................................................29晶體結構與性質..................................................................................................................................................................33知識點1晶體和非晶體.................................................................................................................................................33知識點2晶胞.................................................................................................................................................................33知識點3晶胞中微粒數目的計算方法.........................................................................................................................33知識點4晶體的分類.....................................................................................................................................................34知識點5晶體類別的判斷方法....................................................................................................................................34知識點6幾種常見的晶體類型比較.............................................................................................................................35知識點7晶體熔、沸點的比較.....................................................................................................................................35知識點8常見分子晶體結構分析.................................................................................................................................36知識點0常見共價晶體結構分析.................................................................................................................................37知識點10金屬晶體的四種堆積模型分析.....................................................................................................................38知識點11常見離子晶體結構分析..................................................................................................................................40知識點12混合晶體——石墨晶體.................................................................................................................................41晶體計算的常見類型..........................................................................................................................................................42知識點1晶胞參數(邊長)與半徑的關系.......................................................................................................................42知識點2晶體密度及微粒間距離的計算.....................................................................................................................43知識點3金屬晶體空間利用率的計算方法.................................................................................................................43原子分數坐標分析方法......................................................................................................................................................45配合物與超分子..................................................................................................................................................................46知識點1配位鍵.............................................................................................................................................................46知識點2配位化合物.....................................................................................................................................................46知識點3典型配合物.....................................................................................................................................................47知識點4超分子.............................................................................................................................................................47元素周期表..........................................................................................................................................................................48原子結構及原子核外電子排布【知識網絡】【核心知識梳理】一、原子結構與核素、同位素1．原子的構成(1)構成原子的微粒及作用(2)核素(原子)符號表示——表示方法：的含義代表一個質量數為A、質子數為Z的原子(3)微粒中的“各數”間的關系①原子中：質子數(Z)＝核電荷數＝核外電子數②質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)③陽離子的核外電子數＝質子數－所帶電荷數④陰離子的核外電子數＝質子數＋所帶電荷數(4)微粒符號周圍數字的含義，如過氧根離子：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關系(2)同位素的特征①同一元素的各種核素的中子數不同，質子數相同，化學性質幾乎完全相同，物理性質不同②同一元素的各種穩定核素在自然界中所占的原子百分數(豐度)不變(3)氫元素的三種核素eq\o\al(1,1)H：名稱為氕，不含中子eq\o\al(2,1)H：用字母D表示，名稱為氘或重氫eq\o\al(3,1)H：用字母T表示，名稱為氚或超重氫(4)幾種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斷代制氫彈示蹤原子(5)核素和元素的相對原子質量①原子(即核素)的相對原子質量：一個原子(即核素)的質量與一個12C質量的eq\f(1,12)的比值即為該原子的相對原子質量，即：M(核素)＝eq\f(m核素,\f(1,12)m12C)，取該值的正整數即為該核素的質量數。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量②元素的相對原子質量：因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質量就不合適了。元素的相對原子質量是該元素的各種核素的原子數百分比與其相對原子質量的乘積所得的平均值如：A、B、C…為某元素的不同核素，其原子數百分比分別為a%、b%、c%…則該元素的相對原子質量為MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分別表示核素A、B、C…的相對原子質量=3\*GB3③元素的近似相對原子質量：若用同位素的質量數替代其相對原子量進行計算，其結果就是元素的近似相對原子質量(計算結果通常取整數)。我們通常采用元素的近似相對原子質量進行計算【微點撥】①并不是所有的原子都由質子和中子構成，如eq\o\al(1,1)H中沒有中子②核素是具有固定質子數和中子數的原子，同位素是具有相同質子數的不同核素的互稱③只有核素才有質量數，質量數不適用于元素。質量數可以視為核素的近似相對原子質量④質子數相同的微粒不一定屬于同一種元素，如F與OH－=5\*GB3⑤核外電子數相同的微粒，其質子數不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NHeq\o\al(＋,4)與OH－=6\*GB3⑥不同的核素可能具有相同的質子數，如eq\o\al(1,1)H與eq\o\al(3,1)H；也可能具有相同的中子數，如eq\o\al(14,)6C與eq\o\al(16,8)O；也可能具有相同的質量數，如eq\o\al(14,6)C與eq\o\al(14,7)N；也可能質子數、中子數、質量數均不相同，如eq\o\al(1,1)H與eq\o\al(12,6)C=7\*GB3⑦同位素的物理性質不同但化學性質幾乎相同3．等電子粒子的尋找規律10電子微粒18電子微粒“14電子”粒子Si、N2、CO、C2H2、Ceq\o\al(2－,2)“16電子”粒子S、O2、C2H4、HCHO二、原子核外電子排布原理1．能層與能級(1)能層(n)(即電子層)原子核外的電子是分層排布的，根據電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層(電子層)。由里向外，分別用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相應的第一、二、三、四、五、六、七能層。各能層最多容納的電子數為2n2；在同一個原子中，離核越近，電子能量越低(2)能級同一能層的電子，能量也可能不同，不同能量的電子分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。不同能層的能級表示方法是在該能級符號前面加能層序號，如第3層的各能級表示為3s、3p、3d能層(n)一二三四五六七符號KLMNOPQ能級符號1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p………………軌道數113135135713能級最多電子數226261026101426………………能層最多電子數281832…………2n2【微點撥】=1\*GB3①任一能層的能級總是從s能級開始，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……=2\*GB3②能級數目＝能層序數(第一層有1個能級，第二層有2個能級，第三能層有3個能級)=3\*GB3③s、p、d、f各能級可容納的電子數分別為1、3、5、7的2倍=4\*GB3④不同能層之間，符號相同的能級容納的電子數相同，如：1s、2s、3s、4s均容納2個電子=5\*GB3⑤不同能層中同一能級，能層序數越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……2．電子云與原子軌道(1)電子云：原子核外電子繞核高速運動是沒有確定的軌道的，就好像一團“帶負電荷的云霧”籠罩在原子核周圍，這種“帶負電荷的云霧”稱之為電子云=1\*GB3①電子云圖中的黑點不代表一個電子，每個黑點表示電子在該處出現過一次=2\*GB3②黑點的疏密程度表示了電子在原子核外出現的概率大小。點稀疏的地方，表示電子在那里出現的概率小；點密集的地方，表示電子在那里出現的概率大=3\*GB3③離核越近，電子出現的概率越大，黑點越密集，如：2s電子云比1s電子云更擴散(2)原子軌道：表示電子在原子核外的一個空間運動狀態，電子在原子核外的一個空間運動狀態稱為一個原子軌道，s能級有1個軌道，p能級有3個軌道，d能級有5個軌道原子軌道spdf軌道形狀球形啞鈴形(紡錘形)復雜復雜軌道個數1357【微點撥】①能層序數越大，原子軌道的半徑越大②p能級有3個原子軌道，互相垂直，分別以px、py、pz表示，同一能層中px、py、pz的能量相同=3\*GB3③原子軌道數與能層序數(n)的關系：原子軌道數目＝n23．原子核外電子排布的方法(1)原子或離子結構示意圖排布的原則(主族元素)原子的結構示意圖①能量規律：核外電子總是先排布在能量最低的電子層里，然后再按照由里向外的順序依次排布在能量逐漸升高的電子層里②數量規律a．每層最多容納的電子數為2n2個b．最外層不超過8個(K層為最外層時不超過2個)c．次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個d．對于主族元素，除最外層外，每一層的電子數必須為2n2這個數值(2)構造原理與基態原子的電子排布式=1\*GB3①構造原理——電子的填充順序構造原理示意圖多電子的核外電子排布總是按照能量最低原理，即：電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態，絕大多數元素的原子核外電子將遵循以下順序填充到各能級中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……這個排列順序被稱為構造原理原子核外電子填充的順序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np各能級的能量高低順序可以表示為(n表示能層序數)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基態原子的電子排布式：將能級上所排布的電子數標注在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子(電子排布式遵循構造原理的，但書寫時必須按照電子層的順序排列)=3\*GB3③簡化的電子排布式：將電子排布式中的內層電子排布用相應的稀有氣體元素符號加方括號來表示而得到的式子稱為簡化的電子排布式實例氮鈉鐵鉻電子排布式1s22s22p31s22s22p63s11s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p63d54s1簡化的電子排布式[He]2s22p3[Ne]3s1[Ar]3d64s2[Ar]3d54s1【微點撥】a．Fe的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d64s2，簡化的電子排布式為：[Ar]3d64s2；方括號里的符號的意義是該元素上一個周期的惰性氣體電子排布式的結構，稱為“原子實”b．相對穩定的狀態：能量相同的原子在全充滿(p6、d10、f14)或半充滿(p3、d5、f7)時，體系的能量較低，原子較穩定，如：24Cr存在半充滿1s22s22p63s23p63d54s1，29Cu存在全充滿1s22s22p63s23p63d104s1=4\*GB3④離子的電子排布式書寫：原子失去電子時總是先失去最外層電子，然后失去次外層電子，之后是倒數第三層電子……對于主族元素的原子來說，一般只失去最外層電子，而過渡元素的原子可能還會進一步失去內層電子；原子得到電子時，一般總是填充到最外能層未填滿的能級上實例Fe2＋Fe3＋O2－電子排布式[Ar]3d6[Ar]3d51s22s22p6=5\*GB3⑤外圍電子排布式(價電子排布)：將簡化電子排布式中的稀有氣體和中括號去掉得到的即為外圍電子排布式，也叫價電子排布實例氮鈉鈣鐵銅簡化電子排布式[He]2s22p3[Ne]3s1[Ar]4s2[Ar]3d64s2[Ar]3d104s1外圍電子排布式2s22p33s14s23d64s23d104s1規律a．主族元素的最外層電子就是外圍電子，又稱價電子b．過渡元素的外圍電子一般包括最外層的s電子和次外層的d電子，有的還包括倒數第三層的f電子(3)電子排布的軌道表示式(電子排布圖)：用方框(或圓圈)表示原子軌道，能量相同的原子軌道(簡并軌道)的方框相連，用“↑”或“↓”表示容納的電子，箭頭表示一種自旋狀態的電子，“↑↓”稱電子對，“↑”或“↓”稱單電子(或稱未成對電子)=1\*GB3①排布情況遵循以下三個規則a．能量最低原理：在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低，這就是能量最低原理b．泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且這兩個電子自旋方向必須相反，任何一個原子里絕不會出現運動狀態完全相同的電子。如：2s軌道上的電子排布為，不能表示為c．洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同如：2p3的電子排布為，不能表示為或=2\*GB3②軌道表示式的表示方法及各符號、數字的意義表示方法及各符號、數字的意義實例O原子的電子排布圖：Na原子的電子排布圖：【微點撥】硫原子的電子排布式為：1s22s22p63s23p4a．運動狀態等于電子數S原子核外有16個電子，則有16種不同運動狀態的電子b．空間運動狀態等于軌道數S原子的電子排布式為1s22s22p63s23p4，其軌道數為1+1+3+1+3=9，則有9種不同的空間運動狀態c．伸展方向看軌道類型S原子的s軌道為球形，只有1種伸展方向，p軌道有3種伸展方向，則共有4種不同的伸展方向d．不同能量的電子看軌道數S原子的電子排布式為1s22s22p63s23p4，有5種不同能量的電子e．運動范圍看電子層S原子的核外有3個電子層，有3種不同的運動范圍4．基態與激發態原子光譜(1)基態原子與激發態原子=1\*GB3①基態原子：處于最低能量狀態的原子=2\*GB3②激發態原子：基態原子吸收能量，電子會躍遷到較高能級，變為激發態原子=3\*GB3③基態、激發態相互間轉化的能量變化基態原子eq\o(,\s\up11(吸收能量),\s\do4(釋放能量，主要形式為光))激發態原子(2)光譜=1\*GB3①光譜的成因及分類：不同元素的原子發生躍遷時會吸收能量(基態→激發態)或釋放能量(激發態→基態)，從而吸收或釋放不同的光，若用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，則可確立某種元素，這些光譜總稱原子光譜=2\*GB3②光譜分析：不同元素的原子光譜都是特定的，在現代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析a．利用光譜分析可以發現新元素或利用特征譜線鑒定元素，如：科學家們通過太陽光譜的分析發現了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量b．光譜儀可以測量物質發射或吸收光波的波長，拍攝各種光譜圖，光譜圖就像“指紋”辨認一樣，可以辨別形成光譜的元素(3)焰色反應為發射光譜5．核外電子排布的表示方法的比較原子(核素)符號含義在元素符號的左下方標明質子數、左上方標明質量數的一種圖示即為原子符號實例eq\o\al(16,8)O電子式含義化學中常在元素符號周圍用“·”或“×”來表示元素原子的最外層電子，相應的式子叫做電子式實例原子(離子)結構示意圖含義將每個能層上的電子總數表示在原子核外的式子實例電子排布式含義用數字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式實例K：1s22s22p63s23p64s1簡化電子排布式含義為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體原子結構的部分以相應稀有氣體元素符號外加方括號表示實例K：[Ar]4s1價電子排布式含義主族元素的價層電子指最外層電子，價層電子排布式即最外層電子排布式實例Al：3s23p1電子排布圖含義每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子實例Al：元素周期表與元素周期律【知識網絡】【核心知識梳理】一、元素周期表及應用1．元素周期表的結構——“七行十八列”、七周期十六族(1)原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編號，稱之為原子序數，原子序數＝核電荷數＝質子數＝核外電子數(2)編排原則=1\*GB3①周期：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排列的一橫行，叫做一個周期，元素周期表有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期=2\*GB3②族：把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序，從上至下排成的縱行，叫做一個族，元素周期表18個縱列中，除8、9、10三個縱列為一族外，其余每一縱列為一族，即：有16個族(3)結構2．原子結構與元素周期表(1)原子核外電子排布與周期的關系類別周期能層數(電子層數)每周期第一種元素每周期最后一種元素每周期元素種數位置與結構的關系原子序數基態原子簡化電子排布式原子序數基態原子外圍電子排布式短周期一111s121s22周期序數＝電子層數二23[He]2s1102s22p68三311[Ne]3s1183s23p68長周期四419[Ar]4s1364s24p618五537[Kr]5s1545s25p618六655[Xe]6s1866s26p632七787[Rn]7s11187s27p632(2)原子核外電子排布與族的關系①元素周期表的列數與族序數的關系②主族元素：同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或ns、np軌道上，價電子數與族序數相同，如下表族數ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA價電子排布式ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5列數121314151617價電子數1234567規律主族元素的族序數＝該主族元素原子的最外層電子數＝價電子總數=3\*GB3③過渡元素(副族和Ⅷ族)：同一縱行原子的價層電子排布基本相同，價電子總數等于所在的列序數。價電子排布為(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的價電子數與族序數相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的價電子數與族序數不相同，如下表副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30Zn族數ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB價電子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d64s23d74s23d84s23d104s13d104s2價電子數目3456789101112列數3456789101112規律價電子總數＝列序數=4\*GB3④稀有氣體元素：價電子排布為ns2np6(He除外)3．元素周期表的分區(1)按核外電子排布分區=1\*GB3①區的名稱：除ds區外，是按構造原理最后填入電子的能級符號進行命名的=2\*GB3②ds區的名稱：ds區只有兩列，第11列銅、銀、金和第12列鋅、鎘、汞，由于該區開始的第11列銅、銀、金按構造原理進行電子排布時，電子排布式中最后兩個能級的電子排布應為(n－1)d9ns2，而事實上卻為(n－1)d10ns1，可理解為先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級，因而得名ds區分區示意圖(2)按元素種類分區①分界線：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區和非金屬元素區的分界線②各區位置：分界線左下方為金屬元素區，分界線右上方為非金屬元素區③分界線附近元素的性質：既表現金屬元素的性質，又表現非金屬元素的性質(3)元素周期表中的特殊位置①過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱列共六十多種元素，這些元素都是金屬元素②鑭系元素：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素③錒系元素：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素=4\*GB3④超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素4．元素周期表的三大應用(1)科學預測：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索(2)尋找新材料①在金屬與非金屬分界線附近尋找半導體材料②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新農藥③在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料(3)用于工農業生產：對探礦有指導意義的是地球化學元素的分布與它們在元素周期表中的位置關系，研制農藥材料等5．元素周期表結構中隱含的兩條規律(1)同周期、鄰主族元素原子序數差的關系①短周期元素原子序數差＝族序數差②兩元素分布在過渡元素同側時，原子序數差＝族序數差。兩元素分布在過渡元素兩側時，第四或第五周期元素原子序數差＝族序數差＋10，第六周期元素原子序數差＝族序數差＋24③同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序數的差值取決于它們所在的周期數，具體如下：周期數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、鄰周期元素的原子序數差的關系①ⅠA族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差2、8、8、18、18、32②ⅡA族和0族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、8、18、18、32③ⅢA～ⅦA族元素隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、18、18、32、326．常見族的別稱族別稱第ⅠA族元素(除氫)堿金屬元素第=2\*ROMANIIA族元素堿土金屬第=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族鹵族元素0族稀有氣體元素第=3\*ROMANIIIB~=2\*ROMANIIB族過渡元素第六周期第=3\*ROMANIIIB族鑭系元素第七周期第=3\*ROMANIIIB族錒系元素【微點撥】①ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素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會根據元素周期表的構成特點，分析每周期的元素種類，含元素種類最多的族是ⅢB族，共有32種元素二、元素周期律1．元素周期律(1)內容：元素周期律是指元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化(2)實質：元素周期律實質是核外電子排布發生周期性變化的必然結果2．主族元素的周期性變化規律項目同周期(左→右)同主族(上→下)原子結構核電荷數逐漸增大逐漸增大電子層數電子層數相同，最外層電子數增多電子層數遞增，最外層電子數相同原子半徑逐漸減小(惰性氣體除外)逐漸增大離子半徑陽離子逐漸減小，陰離子逐漸減小同周期：r(陰離子)＞r(陽離子)逐漸增大元素的性質主要化合價元素的最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)非金屬元素負價由－4→－1非金屬元素負化合價＝－(8－主族序數)相同最高正化合價＝主族序數(O、F除外)元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強元素的非金屬性非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢逐漸減小電負性逐漸增大逐漸減小失電子能力失電子逐漸減弱失電子逐漸增強得電子能力得電子逐漸增強得電子逐漸減弱單質的還原性還原性逐漸減弱還原性逐漸增強單質的氧化性氧化性逐漸增強氧化性逐漸減弱陽離子的氧化性陽離子氧化性逐漸增強陽離子氧化性逐漸減弱陰離子的還原性陰離子還原性逐漸減弱陰離子還原性逐漸增強非金屬元素氣態氫化物的形成及穩定性氣態氫化物的形成越來越容易，其穩定性逐漸增強氣態氫化物的形成越來越困難，其穩定性逐漸減弱最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性逐漸減弱酸性逐漸增強堿性逐漸增強酸性逐漸減弱3．原子半徑和離子半徑的變化規律(1)原子的遞變規律=1\*GB3①同周期原子半徑隨原子序數遞增逐漸減小如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)=2\*GB3②同主族原子半徑隨原子序數遞增逐漸增大如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)(2)離子半徑的大小比較=1\*GB3①陽離子半徑總比相應原子半徑小，如：r(Na)>r(Na＋)=2\*GB3②陰離子半徑總比相應原子半徑大，如：r(Cl)<r(Cl－)=3\*GB3③同主族陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)=4\*GB3④同主族陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)=5\*GB3⑤同周期陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)=6\*GB3⑥同周期陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(N3－)>r(O2－)>r(F－)【微點撥】同周期：r(陰離子)＞r(陽離子)，陰離子比陽離子電子層多一層，如：r(S2－)>r(Na＋)=7\*GB3⑦電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)=8\*GB3⑧同一元素不同價態的離子半徑，價態越高則離子半徑越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)4．元素金屬性強弱的判斷方法(1)金屬性：指金屬元素的原子失去電子能力【微點撥】比較金屬性的強弱，其實質是看元素原子失去電子的難易程度，越易失電子，金屬性越強(2)結構比較法：最外層電子數越少，電子層數越多，元素金屬性越強(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，金屬性減弱；同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，金屬性增強。金屬性最強的元素為銫(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷①依據最高價氧化物對應水化的堿性強弱來比較：堿性越強則對應元素的金屬性越強如：堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，則金屬性：Na＞Mg＞Al②依據單質與水或非氧化性酸反應置換出氫氣的難易程度或劇烈程度來比較：越容易反應或反應越劇烈，則對應元素的金屬性越強如：Zn與鹽酸反應比Fe與鹽酸反應更容易，則金屬性：Zn＞Fe③依據金屬單質之間的置換反應來比較：若xn＋＋y=x＋ym＋，則y比x金屬性強如：Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu，則金屬性：Zn＞Cu④依據單質的還原性或離子氧的化性強弱來比較：單質的還原性越強(或離子的氧化性越弱)，則對應元素的金屬性越強如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，則金屬性：Mg＜Na⑤依據金屬活動性順序來比較：一般來說，排在前面的金屬元素其金屬性比排在后面的強如：Fe排在Cu的前面，則金屬性：Fe＞Cu⑥依據原電池的正負極：一般來說，作負極負極的金屬對應元素的金屬性強=7\*GB3⑦依據電解池的陰極放電順序：在陰極首先放電的陽離子，其對應元素的金屬性越弱5．元素非金屬性強弱的判斷方法(1)非金屬性：元素的原子得到電子能力【微點撥】比較元素非金屬性的強弱，其實質是看元素原子得到電子的難易程度，越易得電子，非金屬性越強(2)結構比較法：最外層電子數越多，電子層數越少，非金屬性越強(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，非金屬性增強同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，非金屬性減弱。非金屬性最強的元素為氟(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷①依據最高價氧化物的水化物酸性強弱來比較：酸性越強則對應元素的非金屬性越強如：酸性：HClO4(最強酸)＞H2SO4(強酸)＞H3PO4(中強酸)＞H2SiO3(弱酸)，則非金屬性：Cl＞S＞P＞Si②依據非金屬元素單質與H2化合的難易程度來比較：化合越容易，非金屬性越強如：F2與H2在黑暗中就可反應，Br2與H2在加熱條件下才能反應，則非金屬性：F＞Br③依據形成氣態氫化物的穩定性來比較：氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性越強如：穩定性：HF＞HCl，則非金屬性：F＞Cl④依據單質的氧化性或陰離子的還原性越弱來比較：單質的氧化性越強(或離子的還原性越弱)，則對應元素的非金屬性越強，如：還原性：S2－＞Cl－，則非金屬性：Cl＞S⑤依據與鹽溶液或氣體、無氧酸溶液間的置換反應來比較：若An－＋B=Bm－＋A，則B比A非金屬性強如：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，則非金屬性：Cl＞I=6\*GB3⑥依據與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進來比較：化合價越高，則非金屬性越強如：Cu＋Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))CuCl2，2Cu＋SCu2S，則非金屬性：Cl>S=7\*GB3⑦依據電解池的陽極放電順序：在陽極首先放電的陰離子，其對應元素的非金屬性越弱6．電離能及其變化規律(1)概念①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，用符號I1表示②逐級電離能：氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：I1<I2<I3……，這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越高，離子半徑也會越來越小，核對電子的引力作用增強，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越高(2)元素第一電離能的變化規律=1\*GB3①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常的大。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，這與原子的外層電子構型有著密切關系：Be的價電子排布式是2s2，為全充滿結構，比較穩定，難失電子，而B的價電子排布為2s22p1，沒有Be不穩定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小=2\*GB3②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小=3\*GB3③過渡元素：第一電離能變化不太規則，同一周期，從左至右，第一電離能略有增加=4\*GB3④同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<I2<I3…，并且會發生一個突變。如果I(n+1)>>In，對主族元素而言，最外層有n個電子，最高化合價為+n(3)電離能的應用=1\*GB3①用來衡量原子失去電子的難易，比較金屬的活潑性和元素的金屬性：I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強=2\*GB3②用來判斷原子失去的電子數目和形成的陽離子所帶的電荷數(元素的化合價)：若I(n+1)>>In，即電離能在In和I(n+1)之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離子，對主族元素而言，最高化合價為+n(或只有0價、+n價)7．電負性及其變化規律(1)電負性：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(2)標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)(3)變化規律：隨原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化=1\*GB3①同周期：自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱=2\*GB3②同主族：自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱(3)電負性的應用=1\*GB3①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱a．金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性b．金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑=2\*GB3②判斷元素的化合價a．電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值b．電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值=3\*GB3③判斷化學鍵的類型a．如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵b．如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵如：Al、F、Cl的電負性分別為1.5、4.0、3.0，F的電負性與Al的電負性之差為4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化學鍵是離子鍵，AlF3是離子化合物，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化學鍵是共價鍵，AlCl3是共價化合物【微點撥】電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物=4\*GB3④判斷化學鍵的極性強弱：若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如極性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I=5\*GB3⑤解釋對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則”。處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性的根本原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，因而表現出相似的性質8．元素周期表、元素周期律的應用(1)根據元素周期表中的位置尋找未知元素(2)預測元素的性質(由遞變規律推測)①比較不同周期、不同主族元素的性質如：比較Ca(OH)2和Al(OH)3的堿性強弱的方法。金屬性：Mg>Al，Ca>Mg，則堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2②推測未知元素的某些性質如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶

(3)啟發人們在一定區域內尋找新物質化學鍵與電子式【知識網絡】【核心知識梳理】1．化學鍵(1)概念：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用叫化學鍵(使離子相結合或使原子相結合的作用力)(2)分類①離子鍵：存在于離子化合物中②共價鍵：除稀有氣體外的非金屬單質、部分離子化合物、共價化合物中③金屬鍵：金屬單質中2．離子鍵和共價鍵的比較離子鍵共價鍵概念陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵實質陰、陽離子的靜電作用原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)成鍵條件活潑金屬元素與活潑非金屬元素經電子得失，形成離子鍵非金屬元素的原子最外層未達到飽和狀態(即8電子穩定結構)，相互間通過共用電子對形成共價鍵成鍵元素一般是活潑的金屬和活潑的非金屬元素一般是非金屬元素之間存在范圍只存在離子化合物中①大多數鹽類，如：NaCl、Na2SO4②強堿，如：NaOH③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2①非金屬單質分子(稀有氣體除外)如：H2②非金屬形成的化合物中，如：CO2、H2O③部分離子化合物中，如：NaOH、Na2SO4④某些金屬和非金屬形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2鍵的特征無飽和性和方向性具有飽和性和方向性鍵的強度判斷方法離子鍵的強弱決定于相互作用的陰、陽離子所帶的電荷數的多少和其離子核間的距離大小。陰、陽離子電荷數越多，半徑越小，形成的離子鍵就越強，形成的化合物的熔沸點就越高，晶體的硬度則越大共價鍵的強弱取決于鍵能，鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大3．共價鍵的分類及判斷方法分類依據類型形成共價鍵的原子軌道重疊方式σ鍵電子云“頭碰頭”重疊π鍵電子云“肩并肩”重疊形成共價鍵的電子對是否偏移極性鍵共用電子對發生偏移非極性鍵共用電子對不發生偏移原子間共用電子對的數目單鍵原子間有一對共用電子對(1)σ鍵與π鍵的判斷①由軌道重疊方式判斷a．“頭碰頭”重疊為σ鍵，σ鍵的特征：電子云為軸對稱，即是以形成化學鍵的兩個原子核的連線為軸作旋轉操作，σ鍵電子云的圖形不變。利用電子云描述σ鍵的形成過程：s-sσ鍵：兩個成鍵原子均提供s軌道形成的共價鍵s-pσ鍵：兩個成鍵原子分別提供s軌道和p軌道形成的共價鍵p-pσ鍵：兩個成鍵原子均提供p軌道形成的共價鍵b．“肩并肩”重疊為π鍵，π鍵的特征：π鍵電子云為鏡像對稱，即每個π鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩個原子核構成的平面的兩側；π鍵重疊程度較小，不穩定，容易斷裂；若原子半徑大，原子間形成的σ鍵較長，p－p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，難以形成π鍵。p軌道和p軌道形成π鍵的過程如圖所示：②由物質的結構式判斷：共價單鍵都是σ鍵，共價雙鍵中含有一個σ鍵、一個π鍵，共價三鍵中含有一個σ鍵、兩個π鍵③由成鍵軌道類型判斷：s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。④依據強度判斷：σ鍵的強度較大，較穩定；π鍵活潑，比較容易斷裂(2)極性鍵與非極性鍵的判斷:不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵4．共價鍵的鍵參數——表現化學鍵性質的物理量(1)鍵能：氣態分子中1_mol化學鍵解離成氣態原子所吸收的能量。鍵能通常是298.15K、100kPa條件下的標準值，單位是kJ·mol－1，共價鍵的鍵能越大，共價鍵就越不容易斷裂，成鍵原子間的結合就越牢固。結構相似的分子，鍵能越大，分子越穩定(2)鍵長：構成化學鍵的兩個原子的核間距，因此原子半徑決定共價鍵的鍵長，原子半徑越小，共價鍵的鍵長就越短；共價鍵的鍵長越短，往往鍵能越大，表明共價鍵越穩定，分子越穩定【微點撥】鍵能比較方法：鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大(3)鍵角：在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。鍵角可以確定分子內的原子在空間的相對位置，從而判斷分子的空間構型(4)鍵參數對分子性質的影響：(5)常見分子的鍵角與分子空間結構化學式結構式鍵角空間結構CO2OCO180°直線形NH3107°三角錐形H2O105°V形BF3120°平面三角形CH4109°28′正四面體形5．離子化合物與共價化合物的比較離子化合物共價化合物概念由離子鍵構成的化合物只含有共價鍵的化合物構成微粒陰、陽離子原子化學鍵類型一定含有離子鍵，可能含有共價鍵只含有共價鍵構成元素一般為活潑金屬元素與活潑非金屬元素一般為不同種非金屬元素達到穩定結構的途徑通過電子得失達到穩定結構通過形成共用電子對達到穩定結構特點較高的熔沸點，硬度，通常呈固態，熔融狀態或水溶液中可導電一般熔點、沸點較低，常溫下為氣體或液體，易揮發物質類別①大多數鹽類，如：NaCl、Na2SO4②強堿，如：NaOH③金屬氧化物，如：Na2O、Na2O2①非金屬氫化物，如：NH3、H2S②非金屬氧化物，如：CO、CO2③酸，如：H2SO4、HNO3④大多數有機化合物，如：CH4⑤極少數鹽，如：AlCl3、BeCl2【微點撥】①離子化合物中一定含有離子鍵；含有離子鍵的物質一定是離子化合物②離子化合物中一定含有陰離子和陽離子，但不一定含有金屬元素，如：NH4Cl、NH4NO3等③含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如：AlCl3④離子化合物的化學式，不表示分子式，只表示陰、陽離子的最簡單整數比=5\*GB3⑤含有共價鍵的分子不一定是共價化合物，如：H2、O2等單質=6\*GB3⑥含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如：NaOH、Na2O2=7\*GB3⑦離子化合物中可能含有共價鍵，共價化合物中一定不含離子鍵，只有共價鍵6．化學鍵與物質類型的關系(1)除稀有氣體內部無化學鍵外，其他物質內部都存在化學鍵(2)只含有極性共價鍵的物質一般是不同種非金屬元素形成的共價化合物，如SiO2、HCl、CH4等(3)只含有非極性共價鍵的物質是同種非金屬元素形成的單質，如Cl2、P4、金剛石等(4)既有極性鍵又有非極性鍵的共價化合物一般由多個原子組成，如H2O2、C2