原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性
A(ZX)电子数（Z个）：
化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
决定 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 具编体元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 排表元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 依现据形①、短周期（一、二、三周期） 式周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 三七长主周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） 三七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个） 零一不和元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应 依据： ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断 ④互相置换反应 ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属 性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si 规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li 金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 定义：以C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所 得的值。其国际单位制（SI）单位为一，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素 有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量， 相对原子质量 诸量比较： 如Cl为34.969,Cl为36.966。 （原子量） 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与 该核素的质量数相等。如：Cl为35,Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算 出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量 与其丰度的乘积之和。 注意： ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。 定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素） 同位素 ①、结构上，质子数相同而中子数不同； 特点： ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同； 35 37 35 3712 -26 12 -27 2+ 3+ -+ 2+ 3+ -------- ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数 不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 离子键 ①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）； 不同原子间 共价键 分子、原子、离子晶体。 2、分类 极性键 共价化合物 共用电子对是否偏移 化学键 非极性键 非金属单质 ③、分类： 共用电子对的来源 （孤对电子） 相同原子间 存在 分子的极性 双方提供：共价键 单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+ 金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。 键能 3、键参数 键长 决定 决定 键角 4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键） 定义：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O） ③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键 O O H H H H O H H ⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。 非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。 举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型） 分子的空间构型 分子的极性 分子的稳定性 极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。 举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2 非晶体 离子晶体 固体物质 ①构成晶体粒子种类 分子晶体 晶体： ②粒子之间的相互作用 原子晶体 金属晶体 ①构成微粒：离子 ②微粒之间的相互作用：离子键 ③举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等 NaCl型晶体：每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-同 结构特点 时吸引6个Na+；Na+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。 ④微粒空间排列特点： CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个Cl-同时吸引8个Cs+；Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。 离子晶体： ⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。 ①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点； 性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电； ③、溶解性：（参见溶解性表） 晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1 ①、构成微粒：分子 结构特点 ②、微粒之间的相互作用：分子间作用力 ③、空间排列：（CO2如右图） 分子晶体： ④、举例：SO2、S、CO2、Cl2等 ①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高； 性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电； ③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。 ①构成微粒：原子 ②微粒之间的相互作用：共价键 ③举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等 Ⅰ、金刚石：（最小的环为非平面6元环） 结构特点 每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心 ④微粒空间排列特点： 原子晶体： Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O ⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。 ①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点； 性质特点 ②、一般不导电； ③、溶解性：难溶于一般的溶剂。 ①、构成微粒：金属阳离子，自由电子； 结构特点 ②、微粒之间的相互作用：金属键 ③、空间排列： 金属晶体： ④、举例：Cu、Au、Na等 ①、良好的导电性； 性质特点 ②、良好的导热性； ③、良好的延展性和具有金属光泽。 ①、层状结构 结构：②、层内C——C之间为共价键；层与层之间为分子间作用力； 过渡型晶体（石墨）： ③、空间排列：（如图） 性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。 化学反应速率、化学平衡 意义：表示化学反应进行快慢的量。 定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢（用气体、沉淀等可见现象）来粗 略比较 定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示。
高考化学总复习资料
