高一物质结构 元素周期律知识点归纳
质子：带正电荷，决定元素种类，核电荷数，原子序数，相对原子质量。
中子：不带电，决定核素、同位素及相对原子质量。
电子：带负电荷，外围决定化学性质。
同位素说明：
a. 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。
b. 同位素的不同原子（即核素）构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。
c. 天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
d. 使用同一元素符号。同位素是同种元素的不同种原子；同素异形体是同种元素构成的不同种单质。e. 在周期表中处于同一位置。同位素原子间质子数相同，中子数、质量数不同。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②惰性气体原子半径的测量方法与其它原子半径的测定方法不同，所以惰性气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。一般不比较惰性气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。例如，半径H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
①氧元素无最高正价，氟元素无正价，金属元素无负价，单质及稀有气体元素一般为零价。
②元素的最高正价＝最外层电子数
③只有非金属才有负价，且∣负价数值∣＋∣正价数值∣＝8。
1．金属性强弱判断：
（1）与H2O（或酸）反应置换出氢的难易程度：金属越容易把水或酸中的H＋置换成H2，则金属性越强；
（2）金属最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：金属的最高价氧化物的水化物碱性越强，则金属性越强。
2．非金属性强弱判断：
（1）与H2生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性：非金属越容易与H2化合或与H2生成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强。
（2）非金属最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：非金属最高价氧化的水化物酸性越强，同非金属性越强。
3．元素的金属性和非金属性的周期性变化：
电子层数相同的元素，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，由典型的金属元素逐渐过渡到典型的非金属元素，最后以稀有气体元素结束。
元素的化学性质主要是由原子的最外层电子数决定。原子核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化。元素的性质并不等于单质的性质，它们虽有联系，但也有区别，不能混为一谈。
1、周期
将具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素称为一个周期。
这样，周期的序数即是该周期元素原子的电子层数，元素周期表中有七个横行即七个周期。（三个短周期，三个长周期，一个不完全周期。）
短周期：一、二、三周期，元素种类2、8、8。
长周期：四、五、六周期，元素种类18、18、32。
不完全周期：七周期，暂有26种元素。
2、族
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的纵行称为族。
周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。（七个主族，七个副族，一个第Ⅷ族，一个零族。）
主族：由长周期和短周期元素共同构成的族，共七列。
副族：只由长周期元素构成的族，共七列。
第Ⅷ族：包括第8、9、10三个纵行的元素。
0族：稀有气体元素，一列。
三、元素的性质与元素在周期表中位置的关系
1、同周期元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱（表示为：
①金属与水（或酸）反应置换出H2由易到难；②最高氧化物对应水化物碱性由强到弱），得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强（表现为：①非金属与氢气化合的条件由难到易，生成的气态氢化物的稳定性由弱到强；②最高价氧化物对应水化物酸性的由弱到强）。
2、同主族元素的原子最外层电子数相同，从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（如碱金属族和卤族元素性质的递变）。
4、比较原子半径，离子半径的大小。
① 同周期元素的原子半径随核电荷数增多，自左向右逐渐变小，如：
② 同主族元素的原子半径随电子层数的增多而增大（相同价态的离子离子半径变化规律相同）如：
③ 不同周期、不同主族元素的原子半径的比较：找参照元素，使其建立起同周期，同主族的关系，例如：比较S与F的半径，应找O做参照元素。O与F为同周期 ；O与S同主族， ，所以 。
④ 对同一元素而言，原子半径大于相应的阳离子半径，阴离子半径大于原子半径。如： 。
⑤ 电子层结构相同的离子，核电荷数大的离子半径小，如： 。
注意：
（1）同一元素的各种同位素由于质子数相同，电子层结构相同，仅核内中子数不同，所以，化学性质几个完全相同。
（2）天然存在的某种元素中（不论游离态、还是化合态），各种同位素所占的原子个数百分数一般是不变的。
（3）几种元素的同位素：
H的三种同位素：
H、 H（D）、 H（T），其中 H、 H是制造氢弹的材料。
U的三种同位素：
U、 U、 U、其中 U是造原子弹及核反应堆材料。
C的三种同位素：
C、 C、 C，其中 C是相对原子质量的标准原子，阿佛加德罗常数也是以12克该原子的质量做标准的。
离子和相应的原子由于结构不同，因此性质也不同。如：金属原子只有还原性而高价金属离子只具有氧化性，且金属还原性越强，其相应阳离子氧化性越弱。非金属原子一般具有氧化性而其简单阴离子具有还原性，且非金属原子氧化性越强，其相应的阴离了还原性越弱。
离子化合物一定有离子键，但不一定只有离子键。离子化合物并不一定完全由金属元素和非金属元素组成，完全由非金属元素也可能形成离子化合物，如：NH4Cl等铵盐。但两种非金属间是不可能形成离子键的。离子所带有的电荷数就是该元素的一个原子在形成化学键时得或失的电子数，主族元素离子的电子层结构一般是饱和的，副族元素及Ⅷ族元素的离子一般是不饱和的。
离子半径的大小和离子所带电荷的多少。即离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。
离子键的强弱影响物质的熔沸点，其中离子键越强，熔沸点越高，如MgO、Al2O3，它们是由半径小，带电荷多的离子（Mg2+、Al3+、O2-）构成，离子键强，故它们均为高熔点物质，用作耐火材料。
离子键和共价键的区别和联系
离子键 共价键
概 念 阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所形成的化学键
成键元素 活泼金属元素和活泼非金属元素(NH4+盐是由非金属元素形成) 非金属元素
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键性质 阴、阳离子间的静电作用 共用电子对对成键原子的电性作用
成键条件 活泼金属与活泼非金属化合时易发生电子得失形成离子键 非金属元素间原子最外层电子未达到饱和状态，相互间通过共用电子对结合形成共价键
影响因素 离子半径、离子电荷 原子半径和共用电子对数
表示方法 电子式：
电子式 结构式
形成过程 如：K2S的形成过程如下
HCl的形成过程如下：
存在范围 离子化合物、强碱、大多数盐 非金属多原子单质、共价化合物、多原子离子化合物
实 例 NaCl、K2S、KOH H2、Cl2、HCl、CO2、H2SO4、NaOH、Na2O2
联 系 两者并无绝对界限，可把离子键看做是极性共价键极性增强的极限；把非极性共价键看做是极性共价键极性减弱的极限；而把极性共价键看做是非极性共价键到离子键之间的过渡状态
化学键是相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用，理解这一概念要注意下列问题：
①“相邻”，指直接相邻，不指非直接相邻。如H2O分子中的两个H原子同O原子都是直接相邻，两个H原子间是非直接相邻，则水分子中的化学键只能是指H原子与O原子之间的作用而不是指两个H原子之间的作用。
②“两个或多个原子之间”，化学键不仅存在于两个原子之间，也可以存在于多个原子之间，如CH3Cl分子中即有C－H键，也有C－Cl键。
③“相互作用”不能只理解为相互吸引，这种相互作用既包含相互吸引、也包含相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡。例如，两个氢原子之间通过彼此的核与电子之间的吸引力而接近，但接近到一定程度时又产生原子核之间，电子之间的相互排斥的力，当吸引力与排斥力相等时而达到平衡，两个氢原子保持一定的距离，形成一个氢分子。如果只有吸引力而没有排斥力，两个氢原子就会无限接近而重合。
④“强烈的”相互作用：相邻的两个原子之间的相互作用有强有弱，化学键是一种强烈的相互作用。例如，欲使水分解为氢气和氧气需要在直流电作用下或将水加热到1000℃以上。因为水分子内氢氧原子之间存在着强烈的相互作用，要破坏1 mol H－O键需要消耗464千焦/摩尔的能量。又如，氢分子相当稳定，加热到2000℃时，其分解率不到1%。因为氢分子里的两个氢原子之间存在着强烈的相互作用，要破坏它需要消耗436.0千焦/摩尔的能量。
二、元素、核素与同位素
元 素 核 素 同位素
意 义 原子核内质子数相同（即核电荷数、原子序数）的一类原子的总称 具有一定数目的质子与一定数目中子的一种原子 泛指质子数相同、质量数（质子数与中子数之和）不同的一组核素
分 析 同一种元素可以游离态与化合态、不同原子或离子、不同的单质形式存在 元素可能只有单一核素，也可能有多种核素。如钠只有 一种核素，而氢有 三种核素
是质子数相同而中子数不同且在周期表中占相同位置的相同元素不同原子的互称。
表示法 直接有元素符号表示，如
铁元素Fe，氧元素O 用原子符号 表示，如 （27表示质量数、13表示质子数） 用原子符号 表示，如
氢同位素：
氢 H
重氢 D
超重氢 T
五、进上步熟悉元素周期表
请在熟练掌握元素周期表的基础上回答（不考虑放射性元素）：
(1)单质密度最小的元素 ( H )
(2)单质密度最小的金属元素 ( Li )
(3)单质硬度最大的元素 ( C )
(4)地壳中含量最丰富的元素 ( O )
(5)地壳中含量最丰富的金属元素 ( Al )
(6)空气中含量最多的元素 ( N )
(7)自然界形成化合物种类最多的元素 ( C )
(8)单质氧化性最强的元素 ( F )
(9)单质还原性最强的元素 ( Cs )
(10)原子半径最小的元素 ( Cs )
(11)离子半径最大的元素 ( I )
(12)单质与水反应最剧烈的金属元素 ( Cs )
(13)单质与水反应最剧烈的非金属元素 ( F )
(14)气态氢化物水溶液酸性最强的元素 ( I )
(15)最高正价氧化物的水溶液酸性最强的元素 ( Cl )
(16)最高正价氧化物的水溶液碱性最强的元素 ( Cs )
(17)气态氢化物稳定性最强的元素 ( F )
(18)常温下氢化物为液态的元素 ( O )
(19)单质在常温下能被浓硫酸或浓硝酸钝化的元素 ( Fe、Al等 )
(20)单质在氯气中燃烧生成白色烟雾的元素 ( P )
(21)单质在空气中易自燃的元素 ( P )
(22)其质既能与H+反应又能与 反应的元素 ( Al、Zn )
(23)单质在常温下与水反应生成两种酸的元素 ( Cl、Br、I )
(24)单质与水在一定条件下反应生成两种气体的元素 ( C ) (注：水煤气反应)
(25)简单阴离子中最难失电子的元素 ( F )
(26)制取其氢化物需要在铅制器皿中进行的元素 ( F )
(27)其气态氢化物可做喷泉实验的元素 ( N、S、Cl、Br、I等 )
(28)组成岩石和矿物的主要元素 ( Si )
(29)可做半导体材料的元素 ( Si、Se等 )
(30)可与钾的合金用作原子反应堆导热剂的元素 ( Na )
(31)其单质可用来制造照明弹燃料的元素 ( Mg、Al )
(32)其单质可用来制造烟雾弹的元素 ( P )
(33)其单质被用来制造透雾能力强、射程远的路灯的元素 ( Na )
(34)其气体被通电时能发出红光的元素 ( Ne )
(35)其硫酸盐在医药上用做缓泻剂的元素 ( Na )
(36)其最高正化合价与它的负化合价代数和等于0的元素 ( C、Si )
(37)其最高正化合价与它的负化合价代数和等于2的元素 ( N、P )
(38)其最高正化合价与它的负化合价代数和等于4的元素 ( S )
(39)其最高正化合价与它的负化合价代数和等于6的元素 ( Cl、Br、I )
(40)原子核外各电子层上电子数均达到2n2的元素 ( Hr、Ne )
(41)能与碱溶液反应的非金属元素 ( Si、P、S、Cl、Br、I等 )
(42)即能与碱又能与酸反应的非金属元素 ( Si )
(43)能与碱溶液作用产生H2的非金属元素 ( Si )
(44)能与水反应放出O2的非金属元素 ( F )
(45)单质通常可以保存在水的非金属元素 ( P )
(46)单质通常要保存在煤油或石蜡中的元素 ( Na、K、Rb、Cs )
(47)单质常温下呈液态的非金属元素 ( Br )
(48)单质在常温下呈液态的金属元素 ( Hg )
(49)单质为黄绿色的元素 ( Cl )
(50)单质熔点最高的非金属元素 ( C )
(51)单质熔点最高的金属元素 ( W )
(52)单质硬度最大的非金属元素 ( C )
(53)单质硬度最大的金属元素 ( Cr )
一．氧族元素的性质
1、相似性
①单质与金属的反应(与大多数金属直接化合)
②化合价为—2、+4、+6(氧一般无正价，除OF2中)。
③氧、硫、硒、碲与氢生成气态氢化物(碲不能直接与氢化合)，气态氢化物的通式为H2R，它们的稳定性逐渐减弱，即热稳定性：H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te，其中后三者水溶液都是弱酸。
④硫、硒、碲都有两种氧化物RO2和RO3，对应水化物通式为H2RO3、H2RO4。
2、递变性
同一主族元素从上至下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。因此，氧族元素依氧、硫、硒，碲的顺序，非金属性逐渐减弱。
3、根据元周期律的有关知识，比较氧族元素与同周期元素非金属性的强弱
在同一周期中，从左至右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。以第三周期VA、ⅥA、ⅦA族磷、硫、氯元素为例，非金属性从磷到氯依次增强，从以下性质证实：
①氢化物形成难易：
(P与H2的反应很难进行)
②氢化物稳定性：HCl>H2S>PH3；
②最高价氧化物水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4；
④与变价金属反应时，氧化产物价态越高，则单质氧化性越强：
P很难跟金属反应。
高一第六章氧族元素重要知识点归纳
二．硫
1、物理性质
淡黄色晶体，俗称硫磺，难溶于水、密度比水大，微溶于酒精，易溶于CS2，所以洗涤试管壁附着的硫，可用CS2。
2、化学性质
S的化合价为0，不是最高价＋6，也不是最低价－2，所以，硫既有氧化性又有还原性。学习时主要从氧化性和还原性掌握S的化学性质。
⑴硫的氧化性：
与多数金属反应，生成—2价硫化物如：
注意：①Cu2S、FeS都是低价金属硫化物，硫单质氧化性弱。只能生成低价态化合物。CuS是通过其它方法制得的。
②硫与氢气反应也表现了硫的氧化性： 。
⑵硫的还原性：
如：
⑶硫既表现氧化性，又表现出还原性。在加热下，硫能与强碱溶液发生反应。
这是硫的自身氧化还原反应，硫既是氧化剂，也是还原剂。根据这个反应原理，可用NaOH溶液在加热条件下将残留在玻璃仪器内壁的硫除去。
3、硫的用途
硫单质有广泛的用途。硫是黑火药的主要原料。它还具有杀菌的作用，能治许多皮肤病。硫和石灰可制成农药石灰硫磺合剂。硫加到橡胶中，可大大提高橡胶的弹性，使其受热不粘，遇冷不脆。硫还是工业上制硫酸的重要原料。
三．臭氧
1、组成与化学性质
化学式为O3，常温、常压下是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比O2大，也比O2易溶于水。
2、化学性质
臭氧的化学性质比氧气活泼。
⑴不稳定性
臭氧在常温下能缓慢分解生成氧气，在高温时可以迅速分解。
2O3＝3O2
在空气中高压放电时，氧气也能转化为臭氧。
上述的相互转化反应，即可证明氧气与臭氧的同素异形体关系。
⑵强氧化性
臭氧和氧气都是氧的同素异形体，臭氧具有强氧化性，其氧化性比氧气还要强。例如
O3 +2HI十H2O＝2KOH十I2十O2，可见O3也可使碘化钾淀粉溶液变蓝。
较不活泼的Ag、Hg等在常温下可以与臭氧发生反应。
3、臭氧的作用
①臭氧可用于漂白和消毒
有些染料受到臭氧的强烈氧化作用会褪色；臭氧还可以杀死许多细菌，故它是一种很好的脱色剂和消毒剂。
注意：臭氧的漂白和消毒同氯水(HClO)相似，不同于活性炭和二氧化硫的漂白。
②臭氧的生理作用
空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉。但当空气中臭氧的含量超过10—5％(体积分数)时，就会对人体，动植物造成危害。
注意：高压电机和复印机在工作时，会产生臭氧，因此，这些地方要保持通风。
③臭氧层对人类和生物的保护作用
自然界中的臭氧有90％集中在距地面15km—50km的大气气流层中，也就是人们常说的臭氧层，它可以吸收来自太阳的大部分紫外线，因此，臭氧层可称是人类和其它生物的保护伞。因此，我们务必保护好臭氧层，保护生态环境。
近年来，臭氧已逐渐进入人们的日常生活，例如：将其通入水中，有很强的杀菌、洗涤效果，还有很强的漂白性，对清除蔬菜，瓜果上的残留农药，效果极佳。房间里装上一台臭氧发生器，可使室内空气清新，令人振奋精神。
四．过氧化氢
1、过氧化氢的分子式H2O2，电子式 ，结构式H—O—O—H，在该分子中是H是十1价，氧是 价。其中－1价的氧不稳定，即有氧化性又有还原性。
2、过氧化氢的物理性质：
无色粘稠液体，它的水溶液俗称双氧水。
3、过氧化氢的化学性质
①不稳定性
见光或受热时，H2O2会分解：
MnO2催化H2O2的分解：
双氧水由于能够分解产生O2具有强氧化，能使有机色质褪色，所以具有漂白性。
②强氧化性
当H2O2遇到还原剂时，表现出氧化性。如
③弱还原性
当H2O2遇到较强的氧化剂时，表现出还原性。如
H2O2作还原剂，其氧化物为O2。
④极弱的酸性
4、过氧化氢的用途
①用3％稀双氧水作为消毒杀菌剂。
②工业上用10％的双氧水作漂白剂。
③H2O2可作火箭的燃料。
④H2O2无论作氧化剂还是作还原剂，都不会给溶液增加杂质粒子。
(1)在 中氧—1价属于中间价态，既有氧化性(遇还原剂)又有还原性(遇氧化剂)。根据提示现象Fe2+表现还原性，当H2O2作氧化剂时应在酸性环境中，自身还原产物为H2O。即：H2O2+2e—+2H+=2H2O，因此反应离子方程式为：
(2)KMnO4是强氧化剂，遇Fe2+发生氧化还原反应，将Fe2+氧化为Fe3+，自身的还原产物在题中已有提示(颜色褪去)，只有Mn2+稀溶液几近无色， 为绿色，MnO2是黑色沉淀。因此离子方程式为：
(3)二价铁盐(Fe2+)不稳定，在空气中放置会被空气中的O2氧化为Fe3+，从而与SCN—生成红色络合物。
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