新教材人教版高中化学必修第一册第四章物质结构元素周期律知识点考点重点难点提炼汇总Word文档格式.docx

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知识点二原子核外电子的排布规律

1.原子核外电子的排布规律

2．核外电子排布的表示方法——结构示意图

（1）原子结构示意图

①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。

②用弧线表示电子层。

③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。

④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。

如钠的原子结构示意图：

（2）离子结构示意图

①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期稀有气体元素原子相同的电子层结构（电子层数相同，每层上所排布的电子数也相同）。

如Mg：

Mg2＋：

。

②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期稀有气体元素原子相同的电子层结构。

如F：

F－：

③离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为离子所带电荷数。

④单个原子形成简单离子时，其最外层可形成8电子稳定结构（K层为最外层时可形成2电子稳定结构）。

【典例2】　下列说法正确的是（　　）

A．原子核外各层电子数相等的元素是非金属元素

B．原子最外层只有1个电子的元素一定是金属元素

C．最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期

D．某元素的离子最外层电子数与次外层电子数相同，该元素一定位于第三周期

[思路启迪]　熟练掌握1～20号元素原子的核外电子排布，找出符合上述要求的元素，从而判断选项是否正确。

[解析]　原子核外各层电子数相等的不一定是非金属元素，如铍元素原子有两个电子层，每层上都是2个电子，但铍元素是金属元素，故A错误；

B中原子最外层只有1个电子的元素不一定是金属元素，如H。

D中如K＋最外层电子数与次外层电子数相同，但K位于第四周期，故A、B、D错误。

短周期元素原子结构的几个特殊关系

特殊关系

元素

最外层电子数等于次外层电子数的一半

Li、Si

最外层电子数等于次外层电子数

Be、Ar

最外层电子数等于次外层电子数的2倍

最外层电子数等于次外层电子数的3倍

最外层电子数等于次外层电子数的4倍

最外层电子数等于电子层数

H、Be、Al

知识点三常见的等电子微粒

1.常见的“10电子”粒子

分子

离子

一核10电子

N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋

二核10电子

OH－

三核10电子

H2O

四核10电子

NH3

H3O＋

五核10电子

CH4

2.常见的“18电子”粒子

（1）分子：

Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。

（2）阳离子：

K＋、Ca2＋。

（3）阴离子：

P3－、S2－、HS－、Cl－。

【典例3】　A＋、B＋、C－、D、E五种粒子（分子或离子），它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：

①A＋＋C－

D＋E↑

②B＋＋C－―→2D

（1）写出①的离子方程式：

_____________________；

写出②的离子方程式：

_______________________。

（2）除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子：

________。

（3）除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：

_________________________________________________。

[思路启迪]　解决涉及“10电子”微粒的相关题目时，既要熟练记忆常见的“10电子”微粒，又要重点掌握相互间发生的反应，最后结合题干信息做出准确判断。

[解析]　先列出常见的10电子粒子，对照分析找出其转化关系。

①分子：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4

②阳离子：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH

、H3O＋

③阴离子：

F－、O2－、OH－、N3－、NH

其中发生题给模式的反应分别为NH

＋OH－

NH3↑＋H2O，H3O＋＋OH－===2H2O，故A＋为NH

，B＋为H3O＋，C－为OH－，D为H2O，E为NH3。

[答案]　

（1）NH

H2O＋NH3↑

H3O＋＋OH－===2H2O

（2）Ne、CH4（合理即可）

（3）Na＋、Mg2＋（合理即可）

A、B、C、D均为10电子粒子，其转化关系如下：

该转化一定为NH

＋OH－===NH3＋H2O，即A为NH

、B为OH－、C为NH3、D为H2O。

第二课时　元素周期表　核素

知识点一元素周期表的结构

1.周期

（1）结构

（2）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1。

②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

2.族

（2）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。

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。

例如，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）。

3．金属元素与非金属元素的分界线

【典例1】　下列说法正确的是（　　）

A．原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族

B．D－核外有36个电子，则元素D位于第四周期第ⅦA族

C．位于同一主族相邻的甲、乙两种元素，甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能为x＋4

D．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第ⅠA族，原子序数为x，乙位于第ⅢA族，则乙原子序数可能为x＋19

[思路启迪]　解答本题的关键是总结元素周期表中同周期相邻主族元素和同主族相邻周期元素的原子序数差值的规律。

[解析]　氢和锂两种元素的原子序数之差为2，却同位于第ⅠA族，A错误；

简单阴离子的核外电子与同周期的稀有气体相同，D－核外有36个电子，即与第四周期的0族元素Kr处于同一周期，且D比Kr少一个电子，即在第ⅦA族，B正确；

甲、乙同主族，若甲的原子序数为x，则根据元素周期表结构可知乙的原子序数可能为x＋2或x＋8或x＋18或x＋32，C错误；

同一周期的第ⅠA族和第ⅢA族的元素的原子序数之差分为三种情况：

①第二、三周期为2；

②第四、五周期为2＋10；

③第六、七周期为2＋24，D错误。

[答案]　B

同主族相邻元素原子序数的差值为周期所包含的元素种数，所以可能为2,8,18或32；

根据第ⅡA族和第ⅢA族的位置关系及元素周期表的结构推断出同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差为1,11或25。

知识点二元素周期表的应用

1.根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置

元素的位置与原子结构的关系

依据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。

如已知某元素原子序数为7，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2，确定其处于第二周期，由其最外层有5个电子确定其处在第ⅤA族。

2．0族定位法确定元素的位置

（1）0族元素的周期序数和原子序数

0族元素

周期序数

一

二

三

四

五

六

原子序数

（2）比大小定周期

比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。

（3）求差值定族数

①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在0族元素所在周期的下一个周期的第ⅠA族或第ⅡA族。

②若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的第ⅦA～第ⅢA族。

【典例2】　核反应不仅能发电也能制造元素。

2016年初国际上确认，利用原子核间的撞击已制造出原子序数分别为113、115、117和118的四种新元素，填补了目前元素周期表的空白，其中113号元素与Al元素处于同一主族。

下列说法正确的是（　　）

A．核反应发电实现了化学能到电能的转化

B．115号元素一定是处于ⅤA族的非金属元素

C．117号元素与F、Cl、Br、I均处于ⅦA族

D．四种新元素位于元素周期表中的不同周期

[思路启迪]　此类题目是考查元素周期表的结构，首先要熟练掌握0族元素的位置及原子序数的推算方法，确定各族稀有气体的原子序数；

其次要准确掌握各纵行和族的对应关系，整合题干信息得出正确的结论。

[解析]　核反应发电是核能转化成电能，故A错误；

115号元素是位于第七周期第ⅤA族的金属元素，故B错误；

117号元素是位于第七周期第ⅦA族的元素，故C正确；

四种新元素都在第七周期，故D错误。

（1）元素周期表中列数与族的对应关系如表所示：

（2）各周期0族元素的原子序数

118

知识点三核素　同位素

1.元素、核素、同位素、同素异形体的比较

（1）区别

（2）联系

2．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。

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。

3．原子结构与同位素的认识误区

（1）原子不一定都有中子，如

H。

（2）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。

（3）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，NH

与OH－等。

（4）同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。

4．原子和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

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。

M（核素）＝

（2）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：

可根据各种核素的质量数按

（2）方法计算。

【典例3】　下列说法错误的是（　　）

H、

H、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子

Ca和

Ca、石墨和金刚石均为同位素

H和

H是不同的核素

D．12C和14C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同

[思路启迪]　解决概念分析题目时即要准确把握概念的内涵，又要关注概念间的关联点和差异性。

[解析]　四种微粒是氢元素的四种不同粒子，A正确；

H是质子数均为1，中子数不相等的不同氢原子，它们是不同的核素，C正确；

12C和14C由于其质子数均为6，而中子数分别为6和8，故它们互为同位素，其物理性质不同但化学性质却相同，D正确；

金刚石与石墨是由碳元素组成的不同单质，它们互为同素异形体，B错误。

元素、核素、同位素的辨析

（1）元素是宏观概念，原子是微观概念，所以质量数是指某一原子的质量数，而不能说是某一元素的质量数，元素没有质量数。

元素只讲种类不讲个数，而原子既可说种类也可说个数。

例如：

三种元素的说法是正确的而三个元素的说法就是错误的，三种原子或三个原子均正确。

（2）一种元素可能有多种核素，也可能只有一种核素。

（3）有多少种核素就有多少种原子。

（4）同位素中的“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占同一个位置。

第三课时　元素的性质与原子结构

知识点一碱金属元素的结构

1.碱金属元素性质的相似性和递变性

（1）碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性

②递变性

a．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。

b．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

（2）从原子结构角度认识碱金属元素性质的递变规律

2．元素金属性强弱的判断依据

依据

结论

根据单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易程度

越易者金属性越强

根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

碱性越强者金属性越强

根据金属之间的置换反应

活动性强的金属能把活动性弱的金属从其盐溶液中置换出来

【典例1】　下列对碱金属性质的叙述中，正确的是（　　）

A．碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质

B．单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物

C．碱金属单质与水反应生成碱和氢气

D．单质熔、沸点随着原子序数递增而升高

[思路启迪]　在分析碱金属单质及其化合物性质的有关题目时，既要注意应用碱金属单质的相似性、递变性，还要注意其个体差异。

[解析]　A项中碱金属元素的单质具有强还原性，但活泼的金属易与H2O反应，故不能从盐溶液中置换出不活泼的金属，A项错；

锂在空气中燃烧生成的是氧化锂，而不是过氧化锂，B项错；

碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的递增而降低，D项错；

碱金属都能与水反应生成对应的碱和氢气，只是反应越来越剧烈，C项正确。

碱金属单质易与O2、H2O反应，存放时应隔绝空气密闭存放。

如实验室中Na、K一般都保存在煤油中，锂保存在石蜡中。

知识点二卤族元素的结构与性质

1.卤族元素性质的相似性和递变性

（1）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）

具体表现如下：

a．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<

酸性：

HI。

b．最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>

HBrO4>

HIO4。

（2）从原子结构角度认识卤族元素性质的递变规律

2．元素非金属性强弱的判断依据

根据单质与氢气化合的难易程度或生成氢化物的稳定性

越易与氢气化合，氢化物越稳定者非金属性越强

根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱

酸性越强者非金属性越强

根据非金属单质间的置换反应

活动性强的能够置换出活动性弱的

【典例2】　下列关于卤素（用X表示）的叙述中，正确的是（　　）

A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示

B．HX的热稳定性随卤素核电荷数增加而增强

C．卤素单质的颜色F2→I2随相对分子质量增大而加深

D．卤素单质越活泼，其熔点和沸点就越高

[思路启迪]　解决此类问题在熟练掌握卤族元素单质及其化合物性质的同时，既要注意应用卤族元素单质的相似性、递变性，还要注意个体性质差异。

[解析]　F2与H2O反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2，A项错误；

从F到I，非金属性逐渐减弱，故HX的热稳定性逐渐减弱，B项错误；

卤素单质从F2到I2的颜色为：

淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色，C项正确；

卤素单质的活泼性由F2→Cl2→Br2→I2逐渐减弱，熔、沸点依次升高，D错误。

对于非金属元素，一般情况下，同一主族元素，从上到下非金属性逐渐减弱，与H2反应越来越难，生成气态氢化物的稳定性越来越差；

随着相对原子质量的递增，它们的溶、沸点逐渐升高。

第二节元素周期律

第一课时　元素周期律

知识点一元素原子结构的周期性变化

粒子半径大小的比较方法

（1）同周期——“序大径小”

①方法：

同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。

②实例：

11～17号元素

r（Na）>

r（Mg）>

r（Al）>

r（Si）>

r（P）>

r（S）>

r（Cl）。

（2）同主族——“序大径大”

同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。

r（Li）<

r（Na）<

r（K）<

r（Rb）<

r（Cs），

r（Li＋）<

r（Na＋）<

r（K＋）<

r（Rb＋）<

r（Cs＋）。

（3）同元素

①同种元素的原子和离子半径比较规律——“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－）>

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”

电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。

r（O2－）>

r（F－）>

r（Na＋）>

r（Mg2＋）>

r（Al3＋）。

【典例1】　下列粒子半径大小比较正确的是（　　）

A．Na＋<

Mg2＋<

Al3＋<

O2－

B．S2－>

Cl－>

Na＋>

Al3＋

C．Na<

Mg<

Al<

D．Cs<

Rb<

[思路启迪]　根据粒子半径大小的比较方法进行归类，从而进行判断。

[解析]　A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<

Na＋<

O2－，A错误；

C项，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C错误；

Na、K、Rb、Cs同属于第ⅠA族，其原子半径：

r（Cs）>

r（Rb）>

r（K）>

r（Na），D错误；

S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>

S，故离子半径r（S2－）>

r（Cl－）；

Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>

Na，则离子半径，r（Na＋）>

r（Al3＋），B项正确。

“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，一般地，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，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。

知识点二元素性质的周期性变化

1.元素主要化合价呈现周期性变化

（1）金属元素无负价（除金属单质为零价外，在化合物中只显正价），非金属元素（O、F和稀有气体元素除外）既有正价又有负价；

（2）元素的最高正价等于原子的最外层电子数。

2．元素的金属性和非金属性强弱的判断方法

（1）判断金属性强弱的5种依据

（2）判断非金属性强弱的7种依据

【典例2】　X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是（　　）

A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强

B．X的非金属性比Y的强

C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强

D．X的气态氢化物比Y的稳定

[思路启迪]　根据题干信息，首先由同元素的原子半径大小确定元素的位置，再根据元素非金属性强弱的判断依据综合分析。

尤其注意比较酸性时认真审题“最高价氧化物对应水化物”。

[解析]　X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。

同周期元素从左到右：

（1）原子半径逐渐减小。

（2）非金属性逐渐增强，其阴离子的还原性逐渐减弱。

（3）气态氢化物的稳定性逐渐增强。

（4）最高价氧化物对应水化的酸性逐渐增强。

第二课时　元素周期表和元素周期律的应用

知识点一元素周期表的区分及应用

1.元素周期表的金属区和非金属区

（1）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。

（2）元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的（稀有气体元素除外）非金属性最强。

（3）由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

2．元素化合价与其在周期表中位置的关系

（1）O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F无正化合价，O无最高正价。

（2）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|

主族族序数

ⅦA

ⅥA

ⅤA

ⅣA

【典例1】　短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。

下列判断不正确的是（　　）

A．最简单气态氢化物的热稳定性：

B．最高价氧化物对应水化物的酸性：

C．原子半径：

D．单质T与NaOH溶液不反应

[思路启迪]　根据题干信息以及给出的四种元素的相对位置，结合短周期元素原子核外电子排布情况，推断出具体的元素，然后再对各选项进行一一判断。

[解析]　短周期元素中周期序数与族序数相等的元素是H、Be和Al，根据T在周期表中的相对位置，它只能是第三周期的Al，据此可以判断出其他元素如表所示：

R（N）

T（Al）

Q（Si）

W（S）

氮元素的非金属性比硅元素的强，所以NH3比SiH4稳定，A正确；

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