高中化学，第一章物质结构 元素周期律、知识点总结（条理清晰）
kuaidi.ping-jia.net 作者：佚名 更新日期：2024-07-23
高中化学学科素养包括哪些内容
第一节 元素周期表
1．第一张元素周期表是1869年由俄国化学家门捷列夫将元素按由小到大顺序排列而制得。
2．按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
原子序数=核电荷数=质子数= 核外电子数
3．在元素周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增顺序从左到右排成横行，形成周期。再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按点则层数递增的顺序由上而下排成纵行，形成族。
4.周期表的有关知识：
①周期：短周期：包括第一、二、三周期共18种元素，要求能够熟练描述短周期中各元素在周期表中的位置，如Na：第三周期第ⅠA族。
长周期：包括第四、五、六三个周期。 不完全周期：第七周期
②族：七个主族：用A表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ
七个副族：用B表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ
一个零族，一个第Ⅷ族（包括三竖行）
祥记七个主族和零族中各元素的顺序及其元素符号。
4．碱金属元素的相关知
碱金属的物理性质的比较
Li Na K Rb Cs
相
似
点
颜色 银白色（CS略带金属光泽）
硬度 柔软
密度 依次增大（但K的密度比Na小）
熔沸点 依次降低
导电导热性 良好
核电荷数 从上到下依次增大
电子层数 从上到下依次增多
最外层电子数 1个
金属性 从上到下依次依次增强
递变性 密度变化 K的密度比Na小
5．卤族元素的相关知识
卤族元素的物理性质的比较
卤素单质分子式 颜色 状态 密度 熔沸点
F2 从上到下逐渐依次加深 气态 从上到下逐渐一次增大 从上到下逐渐升高
Cl2 气态
Br2 液态
I2 固态
完成下列变化的方程式：
氢气在氯气中燃烧______________________；钾投入水中________________________；
锂在空气中加热_______________________；钠在空气中加热_______________________；
氯气和水反应________________________；氯气通入碘化钾溶液中__________________。
卤族元素的原子结构和化学性质比较
元素名称 元素符号 核电荷数 最外层电子数 和氢气化合的难易程度 非金属性 单质间置换规律
氟 F2 从上到下依次
增大 7个 从上到下越来越难；生成的气态氢化物越来越不稳定 从上到下依次减弱 非金属性强的卤素单质可以置换出非金属弱的卤素单质
氯 Cl2
溴 Br2
碘 I2
6．将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。
质量数(A) =质子数(Z) + 中子数(N)。表示有17个质子，18个中子的氯原子的符号为 。23592U中有质子92个，中子153个。
7．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。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子（不同核素）互称为同位素。现有11H、21H、31H、126C、136C、146C、23492U、23592U、23892U这几种符号，其中有9个原子，9种核素，3种元素，铀元素有3种同位素。
第二节 元素周期律
1．原子是由原子核和和外电子构成的。在含有多个电子的原子里，电子分别在不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
电子层 1 2 3 4 5 6 7 ……
符号 K L M N O P Q
一般说来，电子层离核由近到远的顺序为：K、L、M、N、O、P、Q；在多电子原子中，电子的能量是不同的。在离核较近的区域内运动的电子能量低，在离核较远的区域内运动的电子能量高。故电子在不同电子层上能量高低顺序为：E(K)＜E(L) ＜ E(M) ＜E(N) ＜ E(O) ＜ E(P) ＜ E(Q)
2．由于原子中的电子处在原子核的引力场中，电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
3．钠原子的结构示意图为 ，其中 表示原子核内11个质子，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数目。写出下列元素原子的结构示意图：H_______；O________；Mg____________；Ar_____________；K_______________。
4．．一般说来，元素的主要化合价和原子结构周期表中的位置有如下关系：
最高正化合价=最外层电子数=主族族数 ；｜最高正化合价｜+｜最低负化合价｜= 8
6．完成下列化学反应方程式，能改写成离子方程式的写出离子方程式。（每位同学都要过关）
①金属钠投入冷水中_____________________________，___________________________；
②金属镁粉投入热水中___________________________，__________________________；
③镁和稀硫酸反应____________________________，___________________________；
④铝片投入稀盐酸中_________________________，________________ __________；
⑤铝丝插入硫酸铜溶液中________________________，____________________________；
⑥铁丝插入硝酸银溶液中_________________________，___________________________；
⑦氧化镁和稀硝酸反应__________________________，__________________________；
⑧氧化铝和稀硫酸反应___________________________，__________________________；
⑨氧化铝和氢氧化钠溶液反应____________________，___________________________；
⑩氢氧化铝和氢氧化钠溶液作用__________________，____________________________；
7．元素周期表中，同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，呈周期性变化。金属性：K＞Ca，Be＜Mg；非金属性：N＜O，C＞Si；酸性：H2SO4＜HClO4，H3PO4＜HNO3；碱性：KOH＞Ca(OH)2，LiOH＞Be(OH)2；气态氢化物的稳定性：NH3＜HF，H2O＞H2S。
8．元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化。这一规律叫做元素周期律。
元素周期表中原子结构和元素性质的周期性变化
10．元素周期表中最强的金属为Fr，最强的非金属为F。元素的金属性和非金属性没有严格的界线，故存在既能表现出一定金属性，又能表现出一定非金属性的元素，如Si、Ge。
第三节 化学键
1．钠原子要达到8电子稳定结构，就需失去一个电子；氯原子要达到8电子稳定结构，就需得到一个电子；钠和氯气反应时，钠原子最外层上的1个电子转移到氯原子的最外层上，形成带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-。带相反电荷的Na+和Cl-，通过静电作用结合在一起，从而形成与单质钠和氯性质完全不同的稳定NaCl。人们把这种带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物叫离子化合物。形成离子键的过程中一定存在电子的得失，离子化合物一般由金属阳离子（或 ）和阴离子形成。
2．在元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)，这种式子叫电子式。写出下列原子的电子式：Na__________、Cl__________、O___________、Mg__________、Ar___________。试用电子式表示下列物质的形成过程：
CaO____________________________；MgCl2______________________________。
3．氯原子的最外层有7个电子，要达到稳定的8电子结构，需要获得到一个电子，所以氯原子间难以发生电子得失。如果两个氯原子各提供一个电子，形成共用电子对，两个氯原子就形成了8电子稳定结构。像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。共价键不但可以在相同的元素间形成，还可以在不同的元素间形成。以共价键形成分子的化合物叫共价化合物。如HCl。
4．共用电子对在两个原子之间运动，归两原子共用，其电子式必须反映这点。如氮气的电子式为： 。试写出下列微粒的电子式：Br2_________、H2S_________、CO2________、CCl4__________。化学上，常用一根短线表示一对共用电子对。这样得到的式子叫结构式。如氯分子的结构式为Cl-Cl。试用电子式表示下列分子的形成过程：
H2O________________________________；CO2__________________________________。
5．由相同的原子形成共价键，两个原子吸引共用电子对的能力相同，共用电子对不偏向于任何一个原子，成键的原子不显电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。一般的单质如：H2、O2、N2、Cl2中的共价键均是非极性键；试判断： 分子中的C-C键是非极性共价键。由不同原子形成共价键时，因为原子吸引电子能力不同，共用电子对将偏向吸引非金属强的的一方，所以非金属强的原子一方显负电性，非金属性弱的原子一方显正电性。像这样共用电子对的共价键叫做极性共价键，简称极性键。一般的化合物中存在的共价键是极性键。
6．人们把这种使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。一般化学物质主要由离子键或共价键结合而成。化学键的形成与原子结构有关，它主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。化学反应是反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程，包含着反应物分子内化学键的断裂（吸收能量）和产物分子中化学键的形成（释放能量）。
试判断给定物质中存在化学键的类型
物质名称 电子式 结构式 离子键 极性键 非极性键 化合物类型
氢氧化钠
√ √ 离子化合物
二氧化碳
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
1、原子A ZX中，质子有 Z 个，中子有 A-Z 个，核外电子有 Z 个。
2、质量数（A）= 质子数 （Z）+ 中子数 （N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）
原子中：原子序数= 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 + 离子电荷数
阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 - 离子电荷数
3、电子层划分
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
离核距离 近 远
能量高低 低 高
4、核外电子排布规律（一低四不超）
（1）核外电子总是尽先排布在能量 低 的电子层，然后由 里 向 外 从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是 2n2 个(n表示电子层)
（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念
元素：具有相同 核电荷数 的同一类原子的总称 核电荷数决定元素种类
核素：具有一定数目 质子 和一定数目 中子 的一种原子。
同位素：质子数 相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子之间的互称。例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）
同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等
6、粒子半径大小的比较
（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+
（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+
（3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)
（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。例：Fe3+<Fe2+<Fe,H+<H<H-
（5）电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。例：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同主族元素O2比较，因Al3+< O2，且O2< S2-,故Al3+< S2-
二、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构
周期名称 周期别名 元素总数 规律
具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期 。
7个横行
7个周期 第1周期
短周期 2 电子层数 == 周期数
（第7周期排满是第118号元素）
第2周期 8
第3周期 8
第4周期
长周期 18
第5周期 18
第6周期 32
第7周期 不完全周期 26（目前）
族名 类名 核外最外层电子数 规律
周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族
7个主族
7个副族
0族
第Ⅷ族
主
族 第ⅠA族 H和碱金属 1 主族数 == 最外层电子数
第ⅡA族 碱土金属 2
第ⅢA族 3
第ⅣA族 碳族元素 4
第ⅤA族 氮族元素 5
第ⅥA族 氧族元素 6
第ⅦA族 卤族元素 7
0族 稀有气体 2或8
副族 第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、
第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族
2、元素周期表中元素性质递变规律
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
原子半径 大 小
小 大
电子层结构 电子层数相同，最外层电子增多 最外层电子相同，电子层数增多
失电子能力
得电子能力 逐渐减小
逐渐增大 逐渐增大
逐渐减小
金属性
非金属性 逐渐减弱
逐渐增强 逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价 最高正价+1 +7 最高正价=族序数
最高价氧化物对应
的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强 碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
非金属元素气态氢
化物及稳定性 形成：难 易
稳定性：弱 强
形成：易 难
稳定性：强 弱
3、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构示意图：Li 钠 钾
铷 铯
（2）碱金属元素最外层电子都是1，这些元素的化合价都是+1价，从锂到铯，核电荷数依次增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱。
（3）碱金属单质除铯略带金属光泽外其余均呈银白色，密度小，熔点低，硬度较小，导电性和导热性良好。
（4）从锂到铯：原子半径 Li<Na<K<Rb<Cs，金属性 Li<Na<K<Rb<Cs ，与水反应的剧烈程度 Li<Na<K<Rb<Cs ，碱性 LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
（5）书写以下方程式
锂与氧气：4Li＋O2 2Li2O 钠与氧气：2Na+O2 Na2O2
钠与水：2Na+2H2O 2NaOH+H2 钾与水：2K+2H2O 2KOH+H2
3、卤族元素
（1）卤素原子结构示意图：F ，Cl ，Br
I
（2）卤族元素最外层电子数都是7，这些元素的最低化合价均为-1价，从F到Cl，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
（3）从F到I，随着原子序数的递增，单质的颜色逐渐变深，状态由气态到液态到固态，熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大。
（4）书写以下方程式
F2+H2 2HF， Cl2+H2 2HCl
Br2＋H2 2HBr I2＋H2 2HI
（5）填颜色
H2O CCl4
Br2 橙 橙红
I2 褐 紫红
（6）从F到I，原子半径 F<Cl<Br<I,非金属性 F>Cl>Br>I,与氢气反应的容易程度 F2>Cl2>Br2>I2,稳定性 HF>HCl>HBr>HI,酸性 HClO4>HBrO4>HIO4
三、化学键
离子键 共价键
概念 带相反电荷之间的相互作用 原子间通过公用电子对形成的相互作用
成键微粒 阴、阳离子 原子
成键条件 得失电子 电子对共用
成键本质 阴、阳离子的静电作用 原子间通过共用电子对
键强弱判断 成键离子半径越小，离子所带电荷越高，离子键越强 原子半径越小，公用电子对数越多，共价键越强
化学反应的本质：旧化学键的断裂，新化学键的生成。
分子 电子式 分子 电子式 结构式
KCl N2
MgCl2 H2O
Na2O2 CO2
NH4Cl NH3
Na2O CH4
离子键
化学键 非极性键
共价键
极性键
高考结束了，对照高考试题去分析，高考的导向作用，如何引导学生通过学习提升自己的学习能力和学科素养。但是学生手头没有相关的材料，上网搜索很多需要付费下载，因此将相关内容整理出来。希望学生每次考试后都能针对试题，认真分析每个错点产生的真正原因，仔细甄别是自己学习中哪些问题没有认真关注，积极训练，反思提升。不要仅仅归结为没有记住，没有见过，粗心马虎等。因为每个失误背后都有需要我们认真反思的问题，只有正视问题，才能有针对性地解决问题。否则得过且过，敷衍了事，甚至讳疾忌医，最终无可救药。
高中化学学习要达成的正确价值观念，必备品格和关键能力，凝练了化学学科核心素养，具体包括五个方面：宏观辨识与微观探析，变化观念与平衡思想，证据推理与模型认识，科学探究与创新意识，科学态度与社会责任。并根据化学学科核心素养对高中学生发展的要求，提出如下高中化学课程的五大目标。
（1） 通过观察能辨识一定条件下物质的形态及变化的宏观现象，初步掌握物质及其变化的分类方法，能运用符号表征物质及其变化；能从物质的微观层面理解其组成、结构和性质的联系，形成“结构决定性质，性质决定应用”的观念；能根据物质的微观结构预测物质在特定条件下可能具有性质和可能发生的变化，并能解释其原因。
（2） 认识物质是不断运动的，物质的变化是有条件的；能从内因和外因，量变与质变等方面较全面的分析物质的化学变化，关注化学变化的能量转化；能从不同的视角对纷繁复杂的化学变化进行分类研究，逐步揭示各类变化的特征和规律，能用对立统一、联系发展和动态平衡的观点考察化学反应，预测在一定条件下某种物质可能发生的化学变化。
（3） 初步学会收集各种证据，对物质的性质及其变化提出可能的假设；基于证据进行分析推理，证实和证伪假设；能解释证据和结论之间的关系，确定形成科学结论所需要的证据和寻找证据的途径；能认识化学现象和模型之间的联系，能运用多种认知模型来描述和解释物质的结构，性质和变化，预测物质及其变化的可能结果；能依据物质及其变化的信息结构模型，建立解决复杂化学问题的思维框架。
（4） 能发现和提出有探究价值的化学问题，能依据探究目的设计并优化实验方案，完成实验操作，能对观察记录的实验信息进行加工并获得结论；能和同学交流实验探究的成果，提出进一步探究或改进的设想；能尊重事实和证据，不迷信权威，养成独立思考、敢于质疑、勇于创新的精神。
（5） 具有安全意识和严谨求实的科学态度；形成真理面前人人平等的意识；增强探究物质性质和变化的兴趣，关注与化学有关的社会热点问题，认识环境保护和资源合理开发的重要性，具有“绿色化学”观念和可持续发展意识；能较深刻理解化学、技术、社会和环境之间的相互关系，认识化学对社会发展的重大贡献，能运用已有知识和方法综合分析化学过程对自然可能带来的各种影响，权衡利弊，强化社会责任感，积极参与有关化学问题的社会决策。
求真务实 脚踏实地
一丝不苟 分分计较
理顺思路 规范表达
1、对化学学科知识的认知能力
2、对化学学科的基本理论的理解能力
3、对化学学科在生活中和应用问题的解决能力
4、对化学学科所涉及问题的认同能力
第一节 元素周期表
1．第一张元素周期表是1869年由俄国化学家门捷列夫将元素按由小到大顺序排列而制得。
2．按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
原子序数=核电荷数=质子数= 核外电子数
3．在元素周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增顺序从左到右排成横行，形成周期。再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按点则层数递增的顺序由上而下排成纵行，形成族。
4.周期表的有关知识：
①周期：短周期：包括第一、二、三周期共18种元素，要求能够熟练描述短周期中各元素在周期表中的位置，如Na：第三周期第ⅠA族。
长周期：包括第四、五、六三个周期。 不完全周期：第七周期
②族：七个主族：用A表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ
七个副族：用B表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ
一个零族，一个第Ⅷ族（包括三竖行）
祥记七个主族和零族中各元素的顺序及其元素符号。
4．碱金属元素的相关知
碱金属的物理性质的比较
Li Na K Rb Cs
相
似
点
颜色 银白色（CS略带金属光泽）
硬度 柔软
密度 依次增大（但K的密度比Na小）
熔沸点 依次降低
导电导热性 良好
核电荷数 从上到下依次增大
电子层数 从上到下依次增多
最外层电子数 1个
金属性 从上到下依次依次增强
递变性 密度变化 K的密度比Na小
5．卤族元素的相关知识
卤族元素的物理性质的比较
卤素单质分子式 颜色 状态 密度 熔沸点
F2 从上到下逐渐依次加深 气态 从上到下逐渐一次增大 从上到下逐渐升高
Cl2 气态
Br2 液态
I2 固态
完成下列变化的方程式：
氢气在氯气中燃烧______________________；钾投入水中________________________；
锂在空气中加热_______________________；钠在空气中加热_______________________；
氯气和水反应________________________；氯气通入碘化钾溶液中__________________。
卤族元素的原子结构和化学性质比较
元素名称 元素符号 核电荷数 最外层电子数 和氢气化合的难易程度 非金属性 单质间置换规律
氟 F2 从上到下依次
增大 7个 从上到下越来越难；生成的气态氢化物越来越不稳定 从上到下依次减弱 非金属性强的卤素单质可以置换出非金属弱的卤素单质
氯 Cl2
溴 Br2
碘 I2
6．将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。
质量数(A) =质子数(Z) + 中子数(N)。表示有17个质子，18个中子的氯原子的符号为 。23592U中有质子92个，中子153个。
7．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。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子（不同核素）互称为同位素。现有11H、21H、31H、126C、136C、146C、23492U、23592U、23892U这几种符号，其中有9个原子，9种核素，3种元素，铀元素有3种同位素。
第二节 元素周期律
1．原子是由原子核和和外电子构成的。在含有多个电子的原子里，电子分别在不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
电子层 1 2 3 4 5 6 7 ……
符号 K L M N O P Q
一般说来，电子层离核由近到远的顺序为：K、L、M、N、O、P、Q；在多电子原子中，电子的能量是不同的。在离核较近的区域内运动的电子能量低，在离核较远的区域内运动的电子能量高。故电子在不同电子层上能量高低顺序为：E(K)＜E(L) ＜ E(M) ＜E(N) ＜ E(O) ＜ E(P) ＜ E(Q)
2．由于原子中的电子处在原子核的引力场中，电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
3．钠原子的结构示意图为 ，其中 表示原子核内11个质子，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数目。写出下列元素原子的结构示意图：H_______；O________；Mg____________；Ar_____________；K_______________。
4．．一般说来，元素的主要化合价和原子结构周期表中的位置有如下关系：
最高正化合价=最外层电子数=主族族数 ；｜最高正化合价｜+｜最低负化合价｜= 8
6．完成下列化学反应方程式，能改写成离子方程式的写出离子方程式。（每位同学都要过关）
①金属钠投入冷水中_____________________________，___________________________；
②金属镁粉投入热水中___________________________，__________________________；
③镁和稀硫酸反应____________________________，___________________________；
④铝片投入稀盐酸中_________________________，________________ __________；
⑤铝丝插入硫酸铜溶液中________________________，____________________________；
⑥铁丝插入硝酸银溶液中_________________________，___________________________；
⑦氧化镁和稀硝酸反应__________________________，__________________________；
⑧氧化铝和稀硫酸反应___________________________，__________________________；
⑨氧化铝和氢氧化钠溶液反应____________________，___________________________；
⑩氢氧化铝和氢氧化钠溶液作用__________________，____________________________；
7．元素周期表中，同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，呈周期性变化。金属性：K＞Ca，Be＜Mg；非金属性：N＜O，C＞Si；酸性：H2SO4＜HClO4，H3PO4＜HNO3；碱性：KOH＞Ca(OH)2，LiOH＞Be(OH)2；气态氢化物的稳定性：NH3＜HF，H2O＞H2S。
8．元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化。这一规律叫做元素周期律。
元素周期表中原子结构和元素性质的周期性变化
10．元素周期表中最强的金属为Fr，最强的非金属为F。元素的金属性和非金属性没有严格的界线，故存在既能表现出一定金属性，又能表现出一定非金属性的元素，如Si、Ge。
第三节 化学键
1．钠原子要达到8电子稳定结构，就需失去一个电子；氯原子要达到8电子稳定结构，就需得到一个电子；钠和氯气反应时，钠原子最外层上的1个电子转移到氯原子的最外层上，形成带正电荷的Na+和带负电荷的Cl-。带相反电荷的Na+和Cl-，通过静电作用结合在一起，从而形成与单质钠和氯性质完全不同的稳定NaCl。人们把这种带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物叫离子化合物。形成离子键的过程中一定存在电子的得失，离子化合物一般由金属阳离子（或 ）和阴离子形成。
2．在元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)，这种式子叫电子式。写出下列原子的电子式：Na__________、Cl__________、O___________、Mg__________、Ar___________。试用电子式表示下列物质的形成过程：
CaO____________________________；MgCl2______________________________。
3．氯原子的最外层有7个电子，要达到稳定的8电子结构，需要获得到一个电子，所以氯原子间难以发生电子得失。如果两个氯原子各提供一个电子，形成共用电子对，两个氯原子就形成了8电子稳定结构。像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。共价键不但可以在相同的元素间形成，还可以在不同的元素间形成。以共价键形成分子的化合物叫共价化合物。如HCl。
4．共用电子对在两个原子之间运动，归两原子共用，其电子式必须反映这点。如氮气的电子式为： 。试写出下列微粒的电子式：Br2_________、H2S_________、CO2________、CCl4__________。化学上，常用一根短线表示一对共用电子对。这样得到的式子叫结构式。如氯分子的结构式为Cl-Cl。试用电子式表示下列分子的形成过程：
H2O________________________________；CO2__________________________________。
5．由相同的原子形成共价键，两个原子吸引共用电子对的能力相同，共用电子对不偏向于任何一个原子，成键的原子不显电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。一般的单质如：H2、O2、N2、Cl2中的共价键均是非极性键；试判断： 分子中的C-C键是非极性共价键。由不同原子形成共价键时，因为原子吸引电子能力不同，共用电子对将偏向吸引非金属强的的一方，所以非金属强的原子一方显负电性，非金属性弱的原子一方显正电性。像这样共用电子对的共价键叫做极性共价键，简称极性键。一般的化合物中存在的共价键是极性键。
6．人们把这种使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。一般化学物质主要由离子键或共价键结合而成。化学键的形成与原子结构有关，它主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。化学反应是反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程，包含着反应物分子内化学键的断裂（吸收能量）和产物分子中化学键的形成（释放能量）。
试判断给定物质中存在化学键的类型
物质名称 电子式 结构式 离子键 极性键 非极性键 化合物类型
氢氧化钠
√ √ 离子化合物
二氧化碳
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
1、原子A ZX中，质子有 Z 个，中子有 A-Z 个，核外电子有 Z 个。
2、质量数（A）= 质子数 （Z）+ 中子数 （N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）
原子中：原子序数= 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 + 离子电荷数
阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 - 离子电荷数
3、电子层划分
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
离核距离 近 远
能量高低 低 高
4、核外电子排布规律（一低四不超）
（1）核外电子总是尽先排布在能量 低 的电子层，然后由 里 向 外 从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是 2n2 个(n表示电子层)
（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念
元素：具有相同 核电荷数 的同一类原子的总称 核电荷数决定元素种类
核素：具有一定数目 质子 和一定数目 中子 的一种原子。
同位素：质子数 相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子之间的互称。例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）
同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等
6、粒子半径大小的比较
（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+
（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+
（3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)
（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。例：Fe3+<Fe2+<Fe,H+<H<H-
（5）电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。例：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同主族元素O2比较，因Al3+< O2，且O2< S2-,故Al3+< S2-
二、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构
周期名称 周期别名 元素总数 规律
具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期 。
7个横行
7个周期 第1周期
短周期 2 电子层数 == 周期数
（第7周期排满是第118号元素）
第2周期 8
第3周期 8
第4周期
长周期 18
第5周期 18
第6周期 32
第7周期 不完全周期 26（目前）
族名 类名 核外最外层电子数 规律
周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族
7个主族
7个副族
0族
第Ⅷ族
主
族 第ⅠA族 H和碱金属 1 主族数 == 最外层电子数
第ⅡA族 碱土金属 2
第ⅢA族 3
第ⅣA族 碳族元素 4
第ⅤA族 氮族元素 5
第ⅥA族 氧族元素 6
第ⅦA族 卤族元素 7
0族 稀有气体 2或8
副族 第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、
第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族
2、元素周期表中元素性质递变规律
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
原子半径 大 小
小 大
电子层结构 电子层数相同，最外层电子增多 最外层电子相同，电子层数增多
失电子能力
得电子能力 逐渐减小
逐渐增大 逐渐增大
逐渐减小
金属性
非金属性 逐渐减弱
逐渐增强 逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价 最高正价+1 +7 最高正价=族序数
最高价氧化物对应
的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强 碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
非金属元素气态氢
化物及稳定性 形成：难 易
稳定性：弱 强
形成：易 难
稳定性：强 弱
3、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构示意图：Li 钠 钾
铷 铯
（2）碱金属元素最外层电子都是1，这些元素的化合价都是+1价，从锂到铯，核电荷数依次增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱。
（3）碱金属单质除铯略带金属光泽外其余均呈银白色，密度小，熔点低，硬度较小，导电性和导热性良好。
（4）从锂到铯：原子半径 Li<Na<K<Rb<Cs，金属性 Li<Na<K<Rb<Cs ，与水反应的剧烈程度 Li<Na<K<Rb<Cs ，碱性 LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
（5）书写以下方程式
锂与氧气：4Li＋O2 2Li2O 钠与氧气：2Na+O2 Na2O2
钠与水：2Na+2H2O 2NaOH+H2 钾与水：2K+2H2O 2KOH+H2
3、卤族元素
（1）卤素原子结构示意图：F ，Cl ，Br
I
（2）卤族元素最外层电子数都是7，这些元素的最低化合价均为-1价，从F到Cl，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
（3）从F到I，随着原子序数的递增，单质的颜色逐渐变深，状态由气态到液态到固态，熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大。
（4）书写以下方程式
F2+H2 2HF， Cl2+H2 2HCl
Br2＋H2 2HBr I2＋H2 2HI
（5）填颜色
H2O CCl4
Br2 橙 橙红
I2 褐 紫红
（6）从F到I，原子半径 F<Cl<Br<I,非金属性 F>Cl>Br>I,与氢气反应的容易程度 F2>Cl2>Br2>I2,稳定性 HF>HCl>HBr>HI,酸性 HClO4>HBrO4>HIO4
三、化学键
离子键 共价键
概念 带相反电荷之间的相互作用 原子间通过公用电子对形成的相互作用
成键微粒 阴、阳离子 原子
成键条件 得失电子 电子对共用
成键本质 阴、阳离子的静电作用 原子间通过共用电子对
键强弱判断 成键离子半径越小，离子所带电荷越高，离子键越强 原子半径越小，公用电子对数越多，共价键越强
化学反应的本质：旧化学键的断裂，新化学键的生成。
分子 电子式 分子 电子式 结构式
KCl N2
MgCl2 H2O
Na2O2 CO2
NH4Cl NH3
Na2O CH4
离子键
化学键 非极性键
共价键
极性键
