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
第四章物质结构元素周期律
第一节原子结构与元素周期表 (1)
第一课时原子结构 (1)
第二课时元素周期表核素 (6)
第三课时元素的性质与原子结构 (13)
第二节元素周期律 (16)
第一课时元素周期律 (16)
第二课时元素周期表和元素周期律的应用 (20)
第三节化学键 (25)
第一课时离子键 (25)
第二课时共价键 (27)
重点难点突破 (32)
第一节原子结构与元素周期表
第一课时原子结构
知识点一原子的构成质量数
1.原子的构成微粒
2．有关粒子间的关系
(1)质量关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系
①电中性微粒(原子或分子)：
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子：
质子数≠电子数，具体如下表：
3．符号A
Z
X ±c
m ±
n 中各个字母的含义：
【典例1】 已知R 2＋核外有a 个电子，b 个中子。
表示R 原子符号正确的是( )
A.b a R
B.a ＋b －2
a ＋2R C.a ＋
b ＋2 a ＋2R
D.a ＋b a －2R
[思路启迪] 解决此类问题应熟练掌握微粒各种物理量之间的定量关系及微粒的表示方法：A ＝Z ＋N ；阳离子(Z )＝电子数＋电荷数。
[解析] R 2＋核外有a 个电子，则R 原子核外有(a ＋2)个电子，即核内有(a ＋2)个质子，R 的质量数为a ＋2＋b 。
[答案] C 规律总结
组成原子、离子的各种微粒及相互关系
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 ：
――→－2e －
Mg 2＋：。
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 ：――→＋e －
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。
[答案] C
规律总结
短周期元素原子结构的几个特殊关系
1.常见的“10电子”粒子
(1)分子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、SiH 4、F 2、H 2O 2、N 2H 4等。
(2)阳离子：K ＋、Ca 2＋。
(3)阴离子：P 3－、S 2－、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 、H 2O 、NH 3、CH 4
②阳离子：Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋、NH ＋4、H 3O ＋
③阴离子：F －、O 2－、OH －、N 3－、NH －2。
其中发生题给模式的反应分别为NH ＋4＋OH －=====△
NH 3↑＋H 2O ，H 3O ＋＋OH
－
===2H 2O ，故A ＋为NH ＋4，B ＋为H 3O ＋，C －为OH －
，D 为H 2O ，E 为NH 3。
[答案] (1)NH ＋4＋OH －
=====△
H 2O ＋NH 3↑ H 3O ＋＋OH －===2H 2O (2)Ne 、CH 4(合理即可) (3)Na ＋、Mg 2＋(合理即可)
规律总结
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＋
4＋OH－===NH
3
＋H
2
O，即A为NH＋
4
、B为OH－、C为NH
3
、D为
H
2
O。
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：
(1)结构
(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
规律总结
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。
高中化学必修一第四章《物质结构元素周期律》知识点总结
一、选择题1．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中Z所处的族序数是周期序数的2倍，下列判断不正确的是X＜Y＜Z B．原子半径：X＜Y＜ZC．气态氢化物的热稳定性：Z＜W D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＜Z 2．五种主族元素X、Y、Z、M和N在周期表中的位置如图所示。
下列说法正确的是Y，也可形成Z2Y22C．X2M的热稳定性比X2Y强D．M和N的氧化物的水化物均为强酸3．下列说法中正确的是A．某元素的阳离子与同种阴离子可形成多种化合物B．阳离子中肯定含有金属元素，但含有金属元素的离子不一定是阳离子C．某物质经科学测定只含有一种元素，则可断定该物质一定是纯净物D．1 molNa和1 molAl各自发生化学反应时钠失去的电子少，则钠单质的还原性弱于铝单质4．五种短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大，W元素在短周期元素中原子半径最大，X、W同族，Z、Q同族，X、Y两种元素的最高正价和最低负价代数和均为0，由上述五种元素中的某几种元素组成的两种化合物均可在一定条件下洗涤含硫的试管，以下说法正确的是A．酸性：H2YO3＜H2QO3，所以非金属性Y＜QB．X与W形成的化合物中各原子均满足最外层8电子稳定结构C．X与Y形成的化合物只含有共价键D．由Z、W、Q三种元素形成的盐只有两种5．已知短周期元素的离子：a A2+、b B+、c C3-、d D-都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A．原子半径A＞B＞D＞CB．原子序数d＞c＞b＞aC．离子半径C3-＞D-＞B+＞A2+D．单质的还原性A＞B＞D＞C6．下列生活中各常见的物质与其有效成分的化学式、用途的对应关系中，不正确的是A．A B．B C．C D．D7．下列说法不正确的是（）A．IBr与AgNO3溶液反应会生成AgBr沉淀B．第ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高C．HF、HCl、HBr、HI的还原性依次增强，热稳定性依次减弱D．钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物8．镓(Ga)常以极少量分散于铝土矿(Al2O3)中。
第4章 物质结构 元素周期律 -高中化学全册必背章节知识清单(新人教版必修第一册)(教师版)
第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与化学周期表一、原子结构 1、原子的构成原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。
2、质量数(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A )＝ 质子数(Z ) ＋ 中子数(N ) ②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数 3、原子的表示方法如作为相对原子质量标准的12 6C 表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。
4、粒子符号(A Z X ±bn ±m )中各数字的含义5、原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
以钠原子为例：(2)离子结构示意图①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，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。
如 Mg ：→ Mg 2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 F ：→F－：。
Na＋与稀有气体Ne的核外电子排布相同；Cl－与稀有气体Ar的核外电子排布相同。
二、元素在周期表1、周期的分类与包含元素216个族分为7 个主族、7 个副族、1个第Ⅷ 族和1个0 族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义注：元素周期表记忆口诀横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅧB族。
4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断(1)元素的位置与原子结构的关系(2)短周期元素原子结构与位置的关系①族序数等于周期数的元素有H、Be、Al 。
②族序数是周期数2倍的元素有C、S 。
人教版高中化学必修第一册精品课件 第四章物质结构元素周期律 第三节 化学键-第1课时 离子键 共价键
熔融态或水溶液中导电
熔融态不导电，溶于水有的导电 （如硫酸），有的不导电（如蔗糖）
实例
强碱、大多数盐、活泼 金属的氧化物等
酸、非金属的氢化物、非金属的氧化物等
五、化学键与物质类别的关系图示
致用
D
2.下列物质中，既含有离子键，又含有共价键的是( )
A
3.[2023江苏丹阳高级中学开学考试] 下列物质中既存在离子键，又存在共价键的是 ( )
续表
类型
应用示例
书写规范
离子化合物
__
先根据离子电子式的书写方法，分别 写出阴、阳离子的电子式，然后让 阴、阳离子间隔排列，注意相同离子 不能合并
共价化合物
_
将共用电子对画在两原子之间，每个 原子的未成对电子和孤电子对也应画 出
续表
2.用电子式表示简单物质的形成过程
致用
C
A. B. C. D.
⑤
⑦
④⑥
③⑦
共价键
离子键、共价键
02
考点二 电子式的书写及物质形成过程 的表示
导入
（2）用电子式表示下列物质的形成过程：
知新
1.分类规范书写电子式
类型
应用示例
书写规范
复杂阴、阳离子用 “［ ］”括起来，右 上角标出电荷数及电 性，原子之间的共用 电子对要表示出来
_、 _
用“[ ]”括起来,右上角标出电荷数及 电性,原子之间的共用电子对要表示出 来
D
4.下列说法中不正确的是( )
B
A.离子化合物一定含有阴离子和阳离子 B.熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物 C.两种元素单质形成离子化合物的过程中一定伴有电子得失 D.原子序数为12和9的原子所对应的元素可形成离子化合物
高一化学人教版2019必修第一册 4.2元素周期律 (知识点)
第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律1.认识原子核外电子排布，元素最高化合价和最低价和原子半径随元素原子序数递增而呈现周期性的变化规律。
2.以第三周期元素为例构建元素周期律，认识元素同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈现的周期性变化的规律。
3.由元素“位置—结构—性质”认识元素性质，由“结构—性质—用途”认识物质性质。
4.认识元素周期律的含义和实质。
5.认识元素性质与原子结构的关系。
知识点一元素性质的周期性变化规律知识点二元素周期表和元素周期律的应用知识点一元素性质的周期性变化规律1.1～18号元素性质的周期性变化规律（1）原子最外层电子排布变化规律（2周期序号原子序数原子半径/nm结论第一周期10.037同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期3→90.152→0.071大→小第三周期11→170.186→0.099大→小规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3.元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价结论第一周期1→2＋1→0①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价；③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O、F)最低价－4→－1第三周期11→17最高价＋1→＋7最低价－4→－1规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化4.实验探究：金属性的递变规律(1)Na、Mg元素金属性强弱比较原理金属与水反应置换出H2的难易程度操作现象镁条表面附着少量气泡剧烈反应，溶液变成浅红色化学反应－Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑结论结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg 容易，则金属性：Na>Mg(2)Mg、Al元素金属性强弱比较原理金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱物质Al(OH)3Mg(OH)2操作现象A 中沉淀溶解B 中沉淀溶解C 中沉淀溶解D 中沉淀不溶解A 、B 、C 、D 试管中的离子方程式A ：Al(OH)3＋3H ＋===Al 3＋＋3H 2O B ：Al(OH)3＋OH －===AlO －2＋2H 2OC ：Mg(OH)2＋2H ＋===Mg 2＋＋2H 2OD ：不反应结论Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：Na>Mg>Al5.非金属性的递变规律6.元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
新课标人教版必修1高中化学第四章知识点归纳
新课标人教版必修1第四章知识点归纳1．非金属元素的种类：在迄今为止发现和合成的112种元素中非金属元素有16种。
（依据元素三分法）。
2．非金属元素的存在形式：游离态和化合态两种。
（1）硅元素：只存在化合态，主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在。
（2）氯元素：只存在化合态，主要以氯化钠的形式存在于海水和陆地的盐矿中。
（3）硫元素：游离态存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，化合态主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，在火山喷出物里含有大量的含硫化合物，如硫化氢、二氧化硫和三氧化硫等；硫还是一种生命元素，组成某些蛋白质时离不开它。
（4）氮元素：游离态主要存在于空气中，化合态主要存在于土壤中，氮元素也是蛋白质的重要组成元素。
3．非金属单质种类与元素种类是两码事，因为存在同素异形体（同一元素形成的不同单质互称同素异形体的缘故）。
（1）氧元素有O2和O3两种单质形式。
（2）硫元素由单斜硫和斜方硫两种单质形式。
（3）氮元素有N2和N4两种单质形式。
（4）磷元素有红磷和白磷两种单质形式。
（5）碳元素有金刚石、石墨、无定形碳、C60、C120等多种形式。
4．只由非金属元素构成的化合物种类：离子化合物和共价化合物。
（1）离子化合物主要是：铵盐NH4Cl 、NH4NO3（2）共价化合物有：非金属氢化物：CH4、NH3、H2O、HF非金属氧化物：CO 、CO2 、NO 、NO2非金属互化物：CS2、非金属含氧酸：H2CO3、H2SiO35．非金属元素的化合价推断方法：画出元素的原子结构示意图，根据最外层电子数就是最高正价数，最外层电子数减去8（或2）得到该元素的最低价态，最低价态和最高价态之间的所有化合价皆有可能形成。
6．非金属元素的化合价规律是：最外层电子数是奇数的元素其化合价通常也是奇数价，最外层电子数是偶数的元素其化合价通常也是偶数价。
氯元素的常见价态：-1 、+1 、+3 、+5 、+7，例外的有+4，例如：二氧化氯（ClO2）。
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 知识点考点及解题方法规律汇总
第四章 物质结构元素周期律第一节 原子结构与元素周期表 .................................................................................. - 1 -第1课时 原子结构 .............................................................................................. - 1 - 第2课时 元素周期表 .......................................................................................... - 5 - 第3课时 核素 ...................................................................................................... - 8 - 第4课时 原子结构与元素的性质 .................................................................... - 10 - 第二节 元素周期律 .................................................................................................... - 16 -第1课时 元素性质的周期性变化规律 ............................................................ - 16 - 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 .................................................... - 19 - 第三节 化学键............................................................................................................ - 22 -第一节 原子结构与元素周期表第1课时 原子结构1.基础知识一、原子的构成 1．原子的构成原子⎩⎨⎧原子核⎩⎪⎨⎪⎧质子：带1个单位正电荷中子：不带电电子：带1个单位负电荷如碳原子的原子结构模型2．质量数(1)质量数：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值。
第四章 物质结构 元素周期律 知识点【新教材】人教版(2019)高中化学必修一
第四章物质结构元素周期律一、原子结构1、质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同．．。
．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
水化物(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
人教版高中化学必修第一册精品课件 第4章物质结构元素周期律 第2节第1课时 元素性质的周期性变化规律
由大到小
的周期性变化
3.元素化合价的周期性变化 目的 以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化
图像
结论:随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现 +1→+7
(第二
周期 +1→+5
),最低负化合价呈现 -4→-1 的周期性变化(第
一周期和稀有气体元素除外)
名师点拨 元素的主要化合价及分析 (1)短周期主族元素中,原子的最外层电子数=元素所在的主族序数=元素最 高正化合价(O、F除外)。 (2)金属元素无负化合价,只有0价和正化合价。 (3)短周期主族元素中,非金属元素都有负化合价,且存在关系:最低负化合 价=原子最外层电子数-8(H、B除外)。
图解要点 解答该题的思路
【变式设问】 (1)本题中的三种元素X、Y、Z分别位于元素周期表的哪一主族? 提示 根据HXO4、H2YO4、H3ZO4可知,X、Y、Z的最高正价分别为+7、 +6、+5,分别位于元素周期表的第ⅦA族、第ⅥA族、第ⅤA族。 (2)本题中的三种元素X、Y、Z能否位于第二周期?
目录索引
知识点一 原子结构的周期性变化 知识点二 元素性质的周期性变化
素养目标
学习要点
1.能从原子结构视角说明同周期元素的性质
递变规律,从微观的角度建构元素周期律,形成 一个规律:元素周期律
微观原子结构特点决定宏观性质的思维模式, 两维变化:同周期、同主族
形成宏观辨识与微观探析的学科素养。
性质的递变规律
规律方法 “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。
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
第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表 (1)第一课时原子结构 (1)第二课时元素周期表核素 (6)第三课时元素的性质与原子结构 (13)第二节元素周期律 (16)第一课时元素周期律 (16)第二课时元素周期表和元素周期律的应用 (20)第三节化学键 (25)第一课时离子键 (25)第二课时共价键 (27)重点难点突破 (32)第一节原子结构与元素周期表第一课时原子结构知识点一原子的构成质量数1.原子的构成微粒2．有关粒子间的关系(1)质量关系①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系①电中性微粒(原子或分子)：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子：质子数≠电子数，具体如下表：3．符号AZX ±cm ±n 中各个字母的含义：【典例1】 已知R 2＋核外有a 个电子，b 个中子。
表示R 原子符号正确的是( )A.b a RB.a ＋b －2a ＋2R C.a ＋b ＋2 a ＋2RD.a ＋b a －2R[思路启迪] 解决此类问题应熟练掌握微粒各种物理量之间的定量关系及微粒的表示方法：A ＝Z ＋N ；阳离子(Z )＝电子数＋电荷数。
[解析] R 2＋核外有a 个电子，则R 原子核外有(a ＋2)个电子，即核内有(a ＋2)个质子，R 的质量数为a ＋2＋b 。
[答案] C 规律总结组成原子、离子的各种微粒及相互关系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)。
高中化学人教版必修第一册第四章复习
3 .核外电子排布 (1)核外电子排布规律 (2)核 外 电子 排 布 的 表示 形 式： 原子结构示意图
（3）．10 电子微粒
4 .元素周期表 （1）原子序数
①定义：按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。 ②数量关系：原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。 （2）元素周期表的编排原则
（3）元素周期表的结构
ⅡB
Ⅷ族
第 8、9、10，共 3 个纵列
0族
第 18 纵列
[注意]①所含元素种类最多的族为ⅢB 族(含有锕系、镧系)，共有 32 种元素。
②最外层电子数为 3～7 个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
4)元素周期表中元素的分区
[注意] 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 ①第ⅠA 族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 2、8、8、18、18、32。 ②第ⅡA 族和 0 族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、8、18、18、32。 ③第ⅢA～ⅦA 族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、18、18、32、32。
不同种元素原子之间 成键
形成的物质
非金属单质如 H2、Cl2、 共价 化合 物如 HCl 、
离子化合物如 NaCl、 N2 等；某些共价化合物
CO2、CH4 或离子化合
KCl、MgCl2、CaCl 2、 如 H2O2 或离 子化 合物
物如 NaOH、
ZnSO4、NaOH 等
如 Na2O2
NH4Cl
4．化学键类型的判断 (1)从物质构成角度判断
③“三同”区分抓“对象”：同位素——原子，同素异形体——单质，同分异构体—— 化合物(多为有机物)。
(4)核素和元素的相对原子质量