超全！物质结构与元素周期表知识点总结
一.原子结构
1.质量数A=质子数Z+中子数(中子数：N=A-Z)
相对原子质量：对12C质子质量的1/12
2.电子层：n=1，2，3，4，5，6，7，8或K、L、M、N、O、P、Q(能量由低到高）
误区：只有M层排完才排N层×
①当K层为最外层时，最多可容纳2个电子，其他各层为最外层时，最多容纳的电子数是8个
②次外层最多容纳18个电子（K层不超2个，L层不超8个）
③各层最多容纳电子数：2n2(n电子层数）
④倒数第三层不超过32个
3.①10e-微粒
O2- 、F-、Ne、Na+ 、Mg2+、Al3+
CH4 NH3 H2O HF OH- NH2- NH4+ H3O+
②18e-微粒
S2- 、Cl- 、Ar 、K+、Ca2+
二.元素周期表
1.门捷列夫按照相对原子质量由小到大排序，并将化学性质相似的元素放在一起，制成第一张元素周期表
元素周期表中元素的排序：依照相对原子质量改为原子的核电荷数，按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数
2.①7个横行，18个纵行(16个族包括0族稀有元素）
②前三周期为短周期，其他周期为长周期
③第ⅠA族为碱金属元素（除了氢），第ⅦA族叫做卤族元素（卤素），它们都以化合态存在
3.原子序数的定量关系
①同周期，第ⅡA族与第ⅢA族原子序数差可能为1、11、25
②同族，相邻周期原子序数差：第ⅠA族~第ⅡA族（上一周期元素种类数）、第ⅢA族~0族（下一周期元素种类数，右边：2 8 8 18 18 32 32
③最多元素的族： 第ⅢB族（有镧系15种、锕系15种）
三.核素
1.①核素：质子数、中子数都一定的原子 例：1H氕 、2H氘(重氢D）、3H氚（超重氢T），2H、3H用于制造氢弹、利用放射性同位素射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病
146C衰变测定装置对文物进行年代测定研究，136C和157N分析古代人类食物结构
②同位素：质子数相同、中子数不同的不同核素
③同素异形体：同种元素组成的不同单质 例：O2 和O3
2.利用阴上阳下推断原子序数的关系，具有相同电子层结构的离子(具有相同电子数）
四.原子结构和元素的性质
金属元素容易失去电子，具有金属性
非金属元素容易得到电子，具有非金属性
1.碱金属元素Li Na K Rb Cs(Fr)
①最外层电子数均是1，易失电子，具有还原性
②随着电荷数增加，电子层数逐渐增大：
原子半径↑， 原子失电子能力↑，金属性（还原性）↑
密度↑（K、Na反常） ，熔点↓ ，沸点↓ ，颜色均为银白色（Cs略带金色光泽)
硬度均偏小、有延展性、密度都较小、熔点较低、导热性和导电性好（钾钠合金做核反应堆的传热介质）
③(1)与O2的反应(反应越来越剧烈/复杂）
Li：Li2O
Na: Na2O2 Na2O
K: KO2 K2O K2O2
(2)与H2O的反应(反应越来越剧烈）
通式：2M+2H2O=2MOH+H2↑
2.卤族元素（卤素)F2 Cl2 Br2 I2
①最外层电子数均是7，易得电子，具有氧化性
②随着电荷数增加，电子层数逐渐增大：
原子半径↑，原子得电子能力↓，非金属性(氧化性）↓
密度↑， 熔点↑， 沸点↑，颜色逐渐变深（黑）
熔沸点都较低，气→固(Br2 为液体，易挥发）
③(1)与H2的反应(反应越来越难，生成物越来越不稳定）
（2）与H2O的反应
注意：氟气不能将氯、溴、碘从它们的卤化物中置换出来，因为太活泼了
4F+2H2O=4HF+O2
通式：X2+H2O=HX+HXO(X=Cl\Br\I反应越来越弱)
Cl2+H2O=HClO+HCl
※1.元素金属性还原性）强弱比较：
①元素单质越容易从水或酸中置换出氢气，金属性越强
②元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH
NaOH＞ MgOH2 ＞AlOH3
③金属活动顺序表K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu（Fe3+) Hg Ag Pt Au↑
④金属阳离子的氧化性
2.元素非金属性（氧化性）强弱比较：
①单质与氢气反应越易，非金属性越强
②气态氢化物越稳定，非金属性越强HF＞ HCl ＞HBr＞ HI
③元素最高价氢化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强 酸性：（F最大）[最强酸]HClO4＞HBrO4＞HIO4
④相互置换，活泼置换不活泼
⑤非金属活动顺序F＜Cl＜Br ＜I＜S
⑥非金属阴离子的还原性
五.元素周期律：元素的性质【化合价、原子半径、金属性与非金属性】随着原子序数的递增而呈现周期性变化
1.粒子半径大小比较：微粒半径主要取决于电子层数与原子核对电子的引力作用（核电荷数)
(1)原子半径：H半径最小，其次为F, Na是短周期主族元素中原子半径最大的
一看电子层数，二看核电荷数，三看核外电子数（电子层数与和电荷数均相同)，核外电子数越多越大
①不同层：层多径大
②同层:序小径大
③同元素：价高径小
（2）离子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子
电子层结构相同的原子，核电荷数越大，半径越小
带电荷相同的离子，电子层越多，半径越大（电子层数优先比较）
2.主要化合价
规律：随着原子序数的递增，元素化合价随周期性变化
主族元素最高正价=主族序数=最外层电子数（O\F特殊）【价电子数】
①F无正价，O无最高正价，金属无负价
②第二周期：+1→+5（O\F特殊） -4→- 1→0
第三周期：+1→＋7 -4→- 1→0
③最高正价+最低负价=8（O、F、H除外）
3.原子核外电子排布
规律：随着原子序数的增加，原子最外层电子数呈现从1到8的周期性变化，第一周期除外
4.金属性与非金属性
金属性最强：Cs 非金属性最强：F
5.应用
制半导体的元素：金属与非金属元素的分界线附近Si Ge Ga
制催化剂的元素：过渡元素
制制冷剂的元素: F\Cl\Br\N\S三角地带
地壳中含量较多的元素：相对原子质量较小的元素
耐高温、耐腐蚀性合金的元素：过渡元素
制农药：右上方非金属元素F Cl S P As
六.化学键
（1）1.离子键
定义：相反电荷粒子之间的相互作用
成键微粒：阴阳离子
成键本质：相互作用包括静电吸引与排斥
成键元素：一般是活泼非金属元素和活泼金属元素
2.离子化合物
定义：由离子键构成的化合物
存在：强碱、大多数盐、活泼金属氧化物、铵根离子+酸根离子\酸式根
注意：①含有离子键的化合物一定是离子化合物，只含有共价键的化合物是共价化合物
②离子化合物不一定含有金属元素，非金属元素也可以形成离子键，并不是所有的金属元素与非金属元素化合都可以形成离子键（AlCl3、FeCl3、氯化铵存在离子键）
③稀有气体既不含离子键也不含共价键
④熔融状态下，离子键一定被破坏，离子化合物能导电，而共价化合物不能
经典离子化合物：氢氧化钠、氯化钠、氯化铵、氧化钙、过氧化钠
3.电子式
①同性离子不能相邻,相同离子不能合并
②用箭头→连接
③简单阳离子直接用离子符号，阴离子要加[ ]
④用电子式表示由原子形成离子化合物的过程要加弧形箭头表示电子转移方向
（2）1.共价键
定义：原子通过共用电子对形成的相互作用
成键微粒：原子
成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素（特例：某些非金属原子与某些金属原子）
成键条件：原子最外层电子达到稳定结构
存在:非金属单质（稀有气体除外）、含氧酸、非金属氢化物、非金属氧化物、大多数有机化合物
经典共价化合物：氢气、氢氧化钠、氯化铝、氯化铁、四氯化碳、水、氯化氢、过氧化氢（既有极性共价键又有非极性共价键）、二氧化硅、一水合氨、酒精、氢氟酸
某些含有离子团的离子化合物也存在共价键，如氢氧化钠、氯化铵、硫酸钠
2.分类：极性共价键（不同元素）和非极性共价键（同种元素）
3.共价分子结构表示
①常见单质的电子式与结构式
一根短线“-”表示一对共用电子
②空间结构：V形（H2O ) 直线形(CO2) 正四面体形(CH4)
③未发生电子得失，不画弧形箭头，不加中括号，不标正负电荷数
④可以合并同性原子
（3）1.化学键：相邻原子之间强烈的相互作用，对物质的物理性质和化学性质有影响
2.分子间作用力：分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力(又称范德华力），对物质的熔点沸点等物理性质有影响
a.二氧化硅与金刚石等由共价键形成的物质微粒间不存在分子间作用力
b.存在于由共价键形成的多数共价化合物中和绝大多数非金属单质及稀有气体之间，如甲烷、氧气
c.规律：对于组成结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点就越高
F2 ＜Cl2 ＜Br2 ＜I2
HF＞HCl＜HBr＜HI
H2O＞ H2Te ＞H2Se ＞H2S
3.氢键：分子间作用力的一种，使物质的熔点与沸点升高，不是水分子稳定的原因，是水分子成冰后结构空隙变大、密度变小、体积膨胀的原因
常见存在氢键的物质：氟化氢、水、氨气、乙醇
4.化学反应的本质：旧化学键的断裂和新化学键形成
5.作用力大小：化学键＞氢键＞分子间作用力
※（4）8电子稳定结构判断
①分子中若含有H、Li、Be、B则不能所有都满足最外层电子数为8
②分子中若不含H元素，则化学式中每种元素的化合价绝对值与原子最外层电子数之和等于8
