資源簡介

高中化學知識點規律大全
——物質結構 元素周期律
1．原子結構
[核電荷數、核內質子數及核外電子數的關系] 核電荷數＝核內質子數＝原子核外電子數
注意： (1) 陰離子：核外電子數＝質子數＋所帶的電荷數
陽離子：核外電子數＝質子數－所帶的電荷數
(2)“核電荷數”與“電荷數”是不同的，如Cl－的核電荷數為17，電荷數為1．
[質量數] 用符號A表示．將某元素原子核內的所有質子和中子的相對質量取近似整數值相加所得的整數值，叫做該原子的質量數．
說明 (1)質量數(A)、質子數(Z)、中子數(N)的關系：A＝Z + N． (2)符號X的意義：表示元素符號為X，質量數為A，核電荷數(質子數)為Z的一個原子．例如， Na中，Na原子的質量數為23、質子數為11、中子數為12．
[原子核外電子運動的特征]
(1)當電子在原子核外很小的空間內作高速運動時，沒有確定的軌道，不能同時準確地測定電子在某一時刻所處的位置和運動的速度，也不能描繪出它的運動軌跡．在描述核外電子的運動時，只能指出它在原子核外空間某處出現機會的多少．
(2)描述電子在原子核外空間某處出現幾率多少的圖像，叫做電子云．電子云圖中的小黑點不表示電子數，只表示電子在核外空間出現的幾率．電子云密度的大小，表明了電子在核外空間單位體積內出現幾率的多少．
(3)在通常狀況下，氫原子的電子云呈球形對稱。在離核越近的地方電子云密度越大，離核越遠的地方電子云密度越小．
[原子核外電子的排布規律]
(1)在多電子原子里，電子是分層排布的．
電子層數（n）
1
2
3
4
5
6
7
表示符號
K
L
M
N
O
P
Q
離核遠近能量高低
n值越大，電子離原子核越遠，電子具有的能量越高
(2)能量最低原理：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，而只有當能量最低的電子層排滿后，才依次進入能量較高的電子層中．因此，電子在排布時的次序為：K→L→M……
(3)各電子層容納電子數規律：①每個電子層最多容納2n2個電子(n＝1、2……)．②最外層容納的電子數≤8個(K層為最外層時≤2個)，次外層容納的電子數≤18個，倒數第三層容納的電子數≤32個．例如：當M層不是最外層時，最多排布的電子數為2×32＝18個；而當它是最外層時，則最多只能排布8個電子．
(4)原子最外層中有8個電子(最外層為K層時有2個電子)的結構是穩定的，這個規律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不滿足“八隅律”，但這些分子也是穩定的．
2．元素周期律
[原子序數] 按核電荷數由小到大的順序給元素編的序號，叫做該元素的原子序數．
原子序數＝核電荷數＝質子數＝原子的核外電子數
[元素原子的最外層電子排布、原子半徑和元素化合價的變化規律]
對于電子層數相同（同周期）的元素，隨著原子序數的遞增：
(1)最外層電子數從1個遞增至8個(K層為最外層時，從1個遞增至2個)而呈現周期性變化．
(2)元素原子半徑從大至小而呈現周期性變化(注：稀有氣體元素的原子半徑因測定的依據不同，而在該周期中是最大的)．
(3)元素的化合價正價從+1價遞增至+5價(或+7價)，負價從－4價遞增至－1價再至0價而呈周期性變化．
［元素金屬性、非金屬性強弱的判斷依據］
元素金屬性強弱的判斷依據：①金屬單質跟水(或酸)反應置換出氫的難易程度．金屬單質跟水(或酸)反應置換出氫越容易，則元素的金屬性越強，反之越弱．②最高價氧化物對應的水化物——氫氧化物的堿性強弱．氫氧化物的堿性越強，對應金屬元素的金屬性越強，反之越弱．③還原性越強的金屬元素原子，對應的金屬元素的金屬性越強，反之越弱．（金屬的相互置換）
元素非金屬性強弱的判斷依據：①非金屬單質跟氫氣化合的難易程度(或生成的氫化物的穩定性)，非金屬單質跟氫氣化合越容易(或生成的氫化物越穩定)，元素的非金屬性越強，反之越弱．②最高價氧化物對應的水化物(即最高價含氧酸)的酸性強弱．最高價含氧酸的酸性越強，對應的非金屬元素的非金屬性越強，反之越弱．③氧化性越強的非金屬元素單質，對應的非金屬元素的非金屬性越強，反之越弱．（非金屬相互置換）
[兩性氧化物] 既能跟酸反應生成鹽和水，又能跟堿反應生成鹽和水的氧化物，叫做兩性氧化物．如A12O3與鹽酸、NaOH溶液都能發生反應：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O
[兩性氫氧化物] 既能跟酸反應又能跟堿反應的氫氧化物，叫做兩性氫氧化物．如A1(OH)3與鹽酸、NaOH溶液都能發生反應：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O
[原子序數為11—17號主族元素的金屬性、非金屬性的遞變規律]
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序數
11
12
13
14
15
16
17
單質與水(或酸)
的反應情況
與冷水劇烈反應
與冷水反應緩慢，與沸水劇烈反應
與沸水反應很緩慢，與冷水不反應，
部分溶于水，部分與水反應
非金屬單質與氫氣化合情況
反應
條件
高溫
磷蒸汽與氫氣能反應
加熱
光照或點燃
氫化物穩定性
SiH4
極不
穩定
PH3
高溫
分解
H2S
受熱
分解
HCl
很穩定
最高價氧化物
對應水化物
的堿(酸)性強弱
NaOH
強堿
Mg(OH)2
中強堿
Al(OH)3
或H3AlO3兩性氫氧化物
H4SiO4
極弱酸
H3PO4
中強酸
H2SO4
強酸
HClO4
強酸
金屬性、非金屬性
遞變規律
金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強
[元素周期律] 元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化，這個規律叫做元素周期律．
3．元素周期表
[元素周期表] 把電子層數相同的各種元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，再把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序由上至下排成縱行，這樣得到的一個表叫做元素周期表．
[周期] 具有相同的電子層數的元素按原子序數遞增的順序排列而成的一個橫行，叫做一個周期．
(1)元素周期表中共有7個周期，其分類如下：
短周期(3個)：包括第一、二、三周期，分別含有2、8、8種元素
周期（7個） 長周期(3個)：包括第四、五、六周期，分別含有18、18、32種元素
不完全周期：第七周期，共26種元素(1999年又發現了114、116、118號三種元素)
(2)某主族元素的電子層數＝該元素所在的周期數．
(3)第六周期中的57號元素鑭(La)到71號元素镥(Lu)共15種元素，因其原子的電子層結構和性質十分相似，總稱鑭系元素．
(4)第七周期中的89號元素錒(Ac)到103號元素鐒(Lr)共15種元素，因其原子的電子層結構和性質十分相似，總稱錒系元素．在錒系元素中，92號元素鈾(U)以后的各種元素，大多是人工進行核反應制得的，這些元素又叫做超鈾元素．
[ 族 ] 在周期表中，將最外層電子數相同的元素按原子序數遞增的順序排成的縱行叫做一個族．
(1)周期表中共有18個縱行、16個族．分類如下：
①既含有短周期元素同時又含有長周期元素的族，叫做主族．用符號“A”表示．主族有7個，分別為I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分別位于周期表中從左往右的第1、2、13、14、15、16、17縱行)．
②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符號“B”表示．副族有7個，分別為I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分別位于周期表中從左往右的第11、12、3、4、5、6、7縱行)．
③在周期表中，第8、9、10縱行共12種元素，叫做Ⅷ族．
④稀有氣體元素的化學性質很穩定，在通常情況下以單質的形式存在，化合價為0，稱為0族(位于周期表中從左往右的第18縱行)．
(2)在元素周期表的中部，從ⅢB到ⅡB共10個縱列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，統稱為過渡元素．因為這些元素都是金屬，故又叫做過渡金屬．
(3)某主族元素所在的族序數：該元素的最外層電子數＝該元素的最高正價數
[原子序數與化合價、原子的最外層電子數以及族序數的奇偶關系]
(1)原子序數為奇數的元素，其化合價通常為奇數，原子的最外層有奇數個電子，處于奇數族．如氯元素的原子序數為17，而其化合價有－1、+1、+3、+5、+7價，最外層有7個電子，氯元素位于第ⅦA族．
(2)原子序數為偶數的元素，其化合價通常為偶數，原子的最外層有偶數個電子，處于偶數族．如硫元素的原子序數為16，而其化合價有－2、+4、+6價，最外層有6個電子，硫元素位于第ⅥA族．
[元素性質與元素在周期表中位置的關系]
(1)元素在周期表中的位置與原子結構、元素性質三者之間的關系：
(2)元素的金屬性、非金屬性與在周期表中位置的關系：
①同一周期元素從左至右，隨著核電荷數增多，原子半徑減小，失電子能力減弱，得電子能力增強．a．金屬性減弱、非金屬性增強；b．金屬單質與酸(或水)反應置換氫由易到難；c．非金屬單質與氫氣化合由難到易(氣態氫化物的穩定性增強)；d.最高價氧化物的水化物的酸性增強、堿性減弱．
②同一主族元素從上往下，隨著核電荷數增多，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱．a．金屬性增強、非金屬性減弱；b．金屬單質與酸(或水)反應置換氫由難到易。c．非金屬單質與氫氣化合由易到難(氣態氫化物的穩定性降低)；d．最高價氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強．
③在元素周期表中，左下方的元素銫(Cs)是金屬性最強的元素；右上方的元素氟(F)是非金屬性最強的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金屬的性質又具有某些非金屬的性質．
(3)元素化合價與元素在周期表中位置的關系：
①在原子結構中，與化合價有關的電子叫價電子．主族元素的最外層電子即為價電子，但過渡金屬元素的價電子還與其原子的次外層或倒數第三層的部分電子有關．
②對于非金屬元素，最高正價+最低負價的絕對值＝8(對于氫元素，負價為－1，正價為+1)．
[核素] 具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子，叫做一種核素．也就是說，每一種原子即為一種核素，如H、H、C、C等各稱為一種核素．
注意 核素有同種元素的核素(如H、H)和不同種元素的核素(如C、C1等)．
[同位素] 質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素．
說明 (1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素．即同位素的質子數必定相同，而中子數一定不同，質量數也不同．
(2)由于一種元素往往有多種同位素，因此同位素的種數要多于元素的種數．
(3)同位素的特性：①物理性質不同(質量數不同)，化學性質相同；②在天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，各種同位素所占的原子個數的百分比是不變的．
(4)氫元素的三種同位素：氕H(特例：該原子中不含中子)、氘H (或D)、氚H(或T)．
(5)重要同位素的用途：H、H 為制造氫彈的材料； U為制造原子彈的材料和核反應堆燃料．
[元素的相對原子質量] 按各種天然同位素原子的相對原子質量與其所占的原子百分比(摩爾分數)求出的平均值．
(1)元素的相對原子質量的求法：
設某元素有A、B、C三種同位素，其相對原子質量分別為MA、MB、MC……，它們的原子個數百分比分別為a%、b%、c%，則：
該元素的相對原子質量＝MA×a% ＋ MB×b％ ＋ MC×c％＋……
(2)要特別注意對“元素的相對原子質量”、“原子的相對原子質量”、“原子的質量數”、“原子的質量”這四個概念的辨析．
[元素周期律和元素周期表的意義]
1869年，俄國化學家門捷列夫發現了元素周期律，并編制了第一張元素周期表．到20世紀，隨著原子結構理論的發展，元素周期律和周期表才發展為現在的形式．
(1)利用元素周期律，可預言未知元素．元素周期律和元素周期表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)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定的區域內尋找新元素．例如，在周期表右上角尋找制造新品種農藥的元素；在金屬與非金屬的分界處附近尋找半導體材料；在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料；等等．(3)元素周期律從自然科學方面有力地論證了事物變化中量變引起質變的規律性．
4．化學鍵
[離子鍵] 使陰、陽離子結合而成的靜電作用，叫做離子鍵．
說明 (1)陰、陽離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個方面．
(2)陰、陽離子通過靜電作用所形成的化合物，叫做離子化合物．
[電子式] 在元素符號的周圍用小黑點(·或×)來表示原子最外層電子的式子，稱做電子式．電子式的幾種表示方法：
(1)原子的電子式：將原子的所有最外層電子數在元素符號的周圍標出．例如：
氫原子( )、鈉原子()、鎂原子( )、鋁原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、氬原子()．
(2)離子的電子式：
①陰離子：在書寫陰離子的電子式時，須在陰離子符號的周圍標出其最外層的8個電子(H－為2個電子)，外加方括號，再在括號外的右上角注明陰離子所帶的電荷數．例如S2－的電子式為[ ]2－ ，OH－的電子式為．
②陽離子；對于簡單陽離子，其電子式即為陽離子符號，如鈉離子Na＋、鎂離子Mg2＋等．對于帶正電荷的原子團，書寫方法與陰離子類似，區別在于在方括號右上角標上陽離子所帶的正電荷數．如NH4＋電子式為
(3)離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時，每個離子都要分開寫．如CaCl2的電子式應為．
(4)用電子式表示離子化合物的形成過程：先在左邊寫出構成該離子化合物的元素原子的電子式，標上“→”，再在右邊寫出離子化合物的電子式．例如，用電子式表示MgBr2 、Na2S的形成過程：
說明 含有離子鍵的物質：①周期表中I A、I A族元素分別與ⅥA、ⅦA族元素形成的鹽；②I A、ⅡA族元素的氧化物；③銨鹽，如NH4Cl、NH4NO3等；④強堿，如NaOH、KOH等．
[共價鍵] 原子間通過共用電子對所形成的相互作用．由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物．
說明 (1)形成共價鍵的條件：原子里有未成對電子(即原子最外層電子未達8電子結構，其中H原子最外層未達2電子結構)．各種非金屬元素原子均可以形成共價鍵，但稀有氣體元素原子因已達8電子(He為2電子)穩定結構，故不能形成共價鍵．
(2)共價鍵形成的表示方法：
①用電子式表示．例如，用電子式表示HCl分子的形成過程：。
注意：
a．書寫由原子構成的單質分子或共價化合物的電子式時，必須使分子中每個原子都要達到8電子結構(H原子為2電子結構)．例如，HCl分子的電子式為。
b．由原子構成的分子與由陰、陽離子構成的離子化合物的區別．如： HCl 、NaCl
②用結構式表示．用短線(一根短線表示一對共用電子對)將分子中各原子連接，以表示分子中所含原子的排列順序和結合方式．如H－C1、 N≡N、O＝C＝O等．
(3)共價鍵的存在情況：共價鍵既存在于由原子直接構成的單質分子（H2 、N2）或共價化合物分子（H2O 、CH4）中，也存在于多原子離子化合物中．含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，也可能是離子化合物（NaOH 、Na2O2 ）；同時含有離子鍵和共價鍵的化合物必定是離子化合物，如NaOH、NH4C1等．
[化學鍵] 相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵．
說明 (1)化學鍵只存在于分子內直接相鄰的原子之間，存在于分子之間的作用不屬于化學鍵．
(2)離子鍵、共價鍵都屬于化學鍵．
(3)化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程．
5．非極性分子和極性分子
[非極性鍵] 同一元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵．
如C12分子中的Cl－C1鍵即為非極性鍵．
說明 非極性鍵是非極性共價鍵的簡稱．非極性鍵只能存在于同種元素的原子之間．
[極性鍵] 不同種元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵．
如HCl分子中的H－C1鍵屬于極性鍵．
說明 極性鍵是極性共價鍵的簡稱．只要是不同種元素原子之間形成的共價鍵都屬于極性鍵．
[非極性分子] 指整個分子的電荷分布均勻、分子結構對稱的一類分子．
如H2、O2、N2等單質分子，以及CO2、CH4等均屬于非極性分子．
[極性分子] 指分子中的電荷分布不均勻、結構不對稱的一類分子．
如H2O、H2S、HCl分子等均屬于極性分子．
[鍵的極性與分子的極性]
鍵的極性
分子的極性
分類
極性鍵和非極性鍵
極性分子和非極性分子
決定因素
是否由同種元素的原子形成
分子內電荷分布是否均勻，分子結構是否對稱
聯系
①以非極性鍵結合的雙原子分子必為非極性分子，如H2、C12、N2等
②以極性鍵結合的雙原子分子一定是極性分子，如HCl、CO等
③以極性鍵結合的多原子分子，究竟是極性分子還是非極性分子，
要根據該分子的具體分子結構然后確定．如H2O的分子結構為“∧”型，屬于極性分子；而CO2分子結構為直線形，屬于非極性分子
說明
鍵有極性；分子不一定有極性
ABn型化合物分子的極性的簡易判斷方法：
若ABn中A元素的化合價數等于A元素所在族的序數，則ABn為非極性分子．例如，CO2分子中C元素化合價為+4價，C元素屬于ⅣA族，故CO2分子為非極性分子；CCl4分子中C元素化合價為+4價，C元素屬于ⅣA族，故CCl4分子為非極性分子．
若ABn中A元素的化合價數不等于A元素所在族的序數，則ABn為極性分子．例如，H2O分子中O元素化合價為－2價，O元素屬于ⅥA族，故H2O分子為極性分子；NH3分子中N元素化合價為－3價，N元素屬于ⅤA族，故NH3分子為極性分子．
[分子間作用力] 指在物質的分子與分子之間存在著的作用力．
說明 (1)荷蘭物理學家范德華首先研究了分子間作用力，所以分子間作用力又叫范德華力；(2)分子間作用力要比化學鍵弱得多；(3)化學鍵的強弱影響著物質的化學性質；分子間作用力的大小對由分子構成的物質的物理性質如熔點、沸點、溶解度等有影響．

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