原子结构与性质一 原子结构1、原子的构成中子N（核素）原子核 →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 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。

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2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律决X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）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1，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：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。

核素的相对原子质量：各核素的质量与12C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，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。

原子比较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，数值上与该质量核素的质量数相等。

如：35Cl为35,37Cl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个数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原子个数百分比的乘积之和。

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。

四 微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒 1．原子半径和离子半径原子半径1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小例：Na ＞Mg ＞Al ＞Si ＞P ＞S ＞Cl2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。

例：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs（1）分子： Ne 、CH 4、NH 3、H 2O 、HF ；（2）离子： Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、NH 2-、H 3O +、OH -、O 2-、F - 。

3．18电子的微粒：2．（1）（1）分子： Ar 、SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、CH 3CH 3、N 2H 4、H 2O 2、F 2、CH 3OH 、CH 3F 等； （2）离子： S 2-、Cl -、K +、Ca 2+、HS - 。

元素周期律与元素周期表一 元素周期表的结构二元素周期律最高正价由+1 递变到+7 ，从中部开始（IVA族）有负价，从-4 递变至-1 。

(稀有气体元素化合主要价为零)，呈周期性变化。

元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正化合价价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 8-最外层电子数。

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增元素及化强，呈周期性变化。

这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电合物的性质子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。

特别提醒作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。

如X m+、Y m-、Z（m+1）+、W（m+1）-四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。

三元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律1.根据元素周期表的知识进行判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。

②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。

2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。

（1）金属性强弱判断原则①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。

②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。

反之，则越弱。

③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。

④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。

⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。

（2）非金属性强弱判断原则①根据单质与H 2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断： 一般地，单质与H 2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。

②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。

反之，则越弱。

③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。

④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。

⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。

例如：Cu Cl CuCl 22点燃，2Cu ＋S ＝Cu 2S ，即得非金属性：Cl 2＞S 。

特别提醒一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。

故元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。

四 元素“位—构—性”之间的关系特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口 （1）形成化合物种类最多的元素是碳。

（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。

（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。

（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。

（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。

（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al 元素。

化学键一化学键类型1.化学键的类型2.共价键的类型二极性分子与非极性分子根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为极性分子和非极性分子。

1.分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为非极性分子。

常见分子中，属非极性分子的不多，具体有：①非金属单质分子。

如：稀有气体、H2、Cl2、N2等。

②结构对称的直线型分子。

如：CO2③结构对称的正三角形分子。

如：BF3、BCl3 ④结构对称的正四面体型分子。

如：CH4、CCl4、P4而其它大多数分子则为极性分子。

如：HCl、H2O、NH3、CH3Cl等等。

2.判断AB n型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。

如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。

3.相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于CS2中）。

三氢键1.氢键的形成条件如两个分子中都存在强极性共价键X-H 或Y-H ，共中X、Y 为原子半径较小，非金属性很强的原子F、O、N。

若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个是不同的分子，X、Y 则为不同的原子。

当一个分子中的氢与另一个分子中的X 或Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。

这种由氢原子与另一分子中原子半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键。

可表示为X－H…Y－H ，可见只有在分子中具有H－F、H－O、H－N 等结构条件的分子间才能形成氢键。

氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力），但它比分子间作用力稍强。

2.氢键对物质物理性质的影响氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如HF、H2O、NH3的沸点都比它们各自同族元素的氢化物高。

又如乙醇的沸点（70℃）也比乙烷的沸点（-86℃）高出很多。

此外，如NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。