8/13專題04原子結構與性質（期末復習知識清單）思維導圖→考點清單（5大考點）→易錯清單（6大易錯點）

考點01原子結構核素與同位素1.原子的構成(1)構成原子的微粒及作用(2)微粒之間的數(shù)量關系①原子中：質子數(shù)(Z)==。②質量數(shù)(A)=質子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。③陽離子的核外電子數(shù)=質子數(shù)-陽離子所帶的電荷數(shù)。④陰離子的核外電子數(shù)=質子數(shù)+陰離子所帶的電荷數(shù)。(3)微粒符號周圍數(shù)字代表的信息2.元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互關系(2)元素、核素、同位素的理解①同位素的特征同一元素的各種核素的中子數(shù)不同，質子數(shù)相同，化學性質幾乎，物理性質；同一元素的各種穩(wěn)定核素在自然界中所占的原子百分數(shù)(豐度)不變。②同位素之間的轉化，既不是物理變化也不是化學變化。(3)氫元素的三種核素11H：名稱為氕，12H：用字母D表示，13H：用字母T表示(4)幾種重要核素的用途核素926118用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子考點02原子核外電子排布1.核外電子運動狀態(tài)(1)電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。(2)核外電子運動狀態(tài)核外電子按能量不同分成能層，同一能層的電子，還被分成不同能級。量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)①基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。②激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(2)原子光譜不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀記錄下來便得到原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線可以鑒定元素，稱為。3.基態(tài)原子核外電子排布(1)構造原理——電子填充順序(2)基態(tài)原子核外電子排布規(guī)律①能量最低原理：在構建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的。②泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的。③洪特規(guī)則：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且。④洪特規(guī)則特例當能量相同的原子軌道在全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，如基態(tài)24Cr原子的核外電子排布式不應寫為1s22s22p63s23p63d44s2正確的是1s22s22p63s23p63d54s1。(3)基態(tài)原子核外電子排布表示方法(以硫原子為例)電子排布式1s22s22p63s23p4簡化電子排布式[Ne]3s23p4軌道表示式價層電子排布式3s23p4考點03元素周期表的結構1.元素周期表的編排原則2.元素周期表的結構(1)周期：3短4長，共7個周期短周期長周期序號一二三四五六七元素種類0族元素原子序數(shù)(2)族：7主族+8副族+0族，共16個族主族列121314151617族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列345678、9、101112族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB0族第18縱列3.原子結構與元素在周期表中的位置關系(1)原子結構與周期的關系①如表周期能層數(shù)(n)每周期中各元素原子價層電子排布特點二22s1→2s22p6三33s1→3s23p6四44s1→3d1~10五55s1→4d1~10六66s1→5d1~10②關系：周期序數(shù)=該周期原子最大能層數(shù)。(2)原子結構與族的關系族價層電子排布式規(guī)律主族ⅠA、ⅡAns1~2價層電子數(shù)=ⅢA~ⅦAns2np1~50族ns2np6(He除外)最外層電子數(shù)=副族ⅠB、ⅡB(n-1)d10ns1~2最外層ns軌道上的電子數(shù)=ⅢB~ⅦB(n-1)d1~5ns1~2(鑭系、錒系除外)價層電子數(shù)=Ⅷ(n-1)d6~9ns1~2(鈀除外)除0族元素外，若價層電子數(shù)分別為8、9、10，則分別是第Ⅷ族的8、9、10列(3)元素周期表分區(qū)各區(qū)價層電子排布特點分區(qū)價層電子排布s區(qū)ns1~2p區(qū)ns2np1~6(除He外)d區(qū)(n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)ds區(qū)(n-1)d10ns1~2f區(qū)(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns24.金屬與非金屬的分界線5.元素周期表應用(1)科學預測：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預測它們的原子結構和性質提供了線索。(2)尋找新材料考點04元素周期律1.元素周期律2.主族元素周期性變化規(guī)律項目同周期(從左到右)同主族(從上到下)原子結構電子層數(shù)最外層電子數(shù)原子半徑元素性質金屬性非金屬性化合價最高正化合價：+1→+7(O、F除外)，負化合價=主族序數(shù)-8(H為-1價)相同，最高正化合價=主族序數(shù)(O、F除外)化合物性質最高價氧化物對應水化物的酸堿性簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性3.對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如。例如，Be與Al處于對角線，其單質及化合物的化學性質相似，Al2O3、Al(OH)3是兩性化合物，則BeO、Be(OH)2也是兩性化合物?？键c05電離能與電負性1.電離能(1)含義(第一電離能)氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ·mol-1。(2)變化規(guī)律①同周期元素：從左往右，元素第一電離能呈增大的趨勢，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能出現(xiàn)反常。②同族元素：從上到下第一電離能。③同種原子：逐級電離能。(3)應用①判斷元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之金屬性越弱。②判斷元素的化合價如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n，如鈉元素的I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。③判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。2.電負性(1)含義不同元素的原子對鍵合電子吸引力的標度。元素的電負性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。(2)鮑林電負性標準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體元素未計)。(3)變化規(guī)律①在元素周期表中，同周期元素從左至右，元素的電負性，同主族元素從上至下，元素的電負性。②金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。(4)電負性的應用①判斷元素金屬性與非金屬性的強弱：金屬元素的電負性一般小于1.8，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性一般大于1.8，非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。②判斷元素在化合物中的價態(tài)：電負性大的元素易呈現(xiàn)負價；電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。③判斷化學鍵類型：電負性差值大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵；電負性差值小的元素原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵。易錯點01同主族、相鄰周期元素原子序數(shù)差的關系①第ⅠA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差2、8、8、18、18、32。②第ⅡA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32。③第ⅢA~ⅦA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、18、18、32、32。④0族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32、32。易錯點02電子層結構相同的微粒半徑大小規(guī)律電子層結構相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)的增大而減小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可歸納為電子層排布相同的離子，(表中位置)陰離子在陽離子前一周期，原子序數(shù)大的半徑小，概括為“陰上陽下，序大徑小”。易錯點03判斷元素金屬性、非金屬性強弱的常用方法金屬性①單質與水或非氧化性酸反應制取氫氣越容易，金屬性越強②單質還原性越強或陽離子氧化性越弱，金屬性越強③最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強非金屬性①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強②單質氧化性越強或簡單陰離子還原性越弱，非金屬性越強③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強易錯點04依據(jù)成鍵特征和結構式推斷元素1.化學鍵信息：如能形成4個共價鍵的元素為C、Si等，能形成2個共價鍵的元素為O、S等，能形成1個共價鍵的元素為H或鹵族元素。2.根據(jù)形成的簡單陰、陽離子可確定原子的最外層電子數(shù)，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外層電子數(shù)分別為2和6。3.化合價信息：化合物中各元素化合價代數(shù)和為0，結合某些常見元素的化合價或化學鍵等，可確定未知元素的化合價，間接確定最外層電子數(shù)目。易錯點05依據(jù)物質性質和轉化關系推斷元素1.常見物質的性質及特征反應(1)與CO2、H2O反應生成O2的固體為Na2O2。(2)相遇能形成白煙的兩氣體常為HCl、NH3。(3)與強堿、強酸均能反應的氧化物和氫氧化物分別為Al2O3、Al(OH)3。(4)元素的最高價氧化物對應的水化物與其氫化物反應生成鹽的元素為N。(5)能腐蝕玻璃的酸為HF。(6)在空氣中變紅棕色的無色氣體是NO。2.常見短周期元素的單質及其化合物的轉化關系(反應條件略)3.熟悉常見的“10e－”“18e－”微粒(1)“10e－”微粒(2)“18e－”微粒易錯點06依據(jù)原子結構、周期表中的位置推斷元素1.最外層電子規(guī)律最外層電子數(shù)(N)元素在周期表中的位置3≤N<8第ⅢA族~第ⅦA族N=1或2第ⅠA族、第ⅡA族、副族、0族元素(氦)N>次外層電子數(shù)第二周期(Li、Be除外)2.第四周期元素價層電子排布特點未成對電子數(shù)價層電子排布元素14s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5K、Sc、Cu、Ga、Br23d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4Ti、Ni、Ge、Se33d34s2、3d74s2、4s24p3V、Co、As43d64s2Fe53d54s2Mn63d54s1Cr3.熟悉主族元素原子結構及周期表中的特殊位置原子結構特點周期表中位置特點元素最外層電子數(shù)和電子層數(shù)相等主族序數(shù)等于周期數(shù)H、Be、Al等最外層電子數(shù)是電子層數(shù)的2倍主族序數(shù)等于周期數(shù)2倍C、S最外層電子數(shù)是電子層數(shù)的3倍主族序數(shù)等于周期數(shù)3倍O電子層數(shù)是最外層電子數(shù)的2倍周期數(shù)是主族序數(shù)2倍Li、Ca、Tl電子層數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍周期數(shù)是主族序數(shù)3倍Na、Ba未成對電子數(shù)是3的主族元素第ⅤA族N、P、Ass軌道電子總數(shù)與p軌道電子總數(shù)相等的短周期元素—O、Mg

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考點01原子結構核素與同位素1.原子的構成(1)構成原子的微粒及作用(2)微粒之間的數(shù)量關系①原子中：質子數(shù)(Z)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)。②質量數(shù)(A)=質子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。③陽離子的核外電子數(shù)=質子數(shù)-陽離子所帶的電荷數(shù)。④陰離子的核外電子數(shù)=質子數(shù)+陰離子所帶的電荷數(shù)。(3)微粒符號周圍數(shù)字代表的信息2.元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互關系(2)元素、核素、同位素的理解①同位素的特征同一元素的各種核素的中子數(shù)不同，質子數(shù)相同，化學性質幾乎完全相同，物理性質差異較大；同一元素的各種穩(wěn)定核素在自然界中所占的原子百分數(shù)(豐度)不變。②同位素之間的轉化，既不是物理變化也不是化學變化。(3)氫元素的三種核素11H：名稱為氕，12H：用字母D表示，13H：用字母T表示(4)幾種重要核素的用途核素926118用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子考點02原子核外電子排布1.核外電子運動狀態(tài)(1)電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。(2)核外電子運動狀態(tài)核外電子按能量不同分成能層，同一能層的電子，還被分成不同能級。量子力學把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。2.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)①基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。②激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。(2)原子光譜不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀記錄下來便得到原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線可以鑒定元素，稱為光譜分析。3.基態(tài)原子核外電子排布(1)構造原理——電子填充順序(2)基態(tài)原子核外電子排布規(guī)律①能量最低原理：在構建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。②泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反。③洪特規(guī)則：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。④洪特規(guī)則特例當能量相同的原子軌道在全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，如基態(tài)24Cr原子的核外電子排布式不應寫為1s22s22p63s23p63d44s2正確的是1s22s22p63s23p63d54s1。(3)基態(tài)原子核外電子排布表示方法(以硫原子為例)電子排布式1s22s22p63s23p4簡化電子排布式[Ne]3s23p4軌道表示式價層電子排布式3s23p4考點03元素周期表的結構1.元素周期表的編排原則2.元素周期表的結構(1)周期：3短4長，共7個周期短周期長周期序號一二三四五六七元素種類288181832320族元素原子序數(shù)21018365486118(2)族：7主族+8副族+0族，共16個族主族列121314151617族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列345678、9、101112族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB0族第18縱列3.原子結構與元素在周期表中的位置關系(1)原子結構與周期的關系①如表周期能層數(shù)(n)每周期中各元素原子價層電子排布特點二22s1→2s22p6三33s1→3s23p6四44s1→3d1~10五55s1→4d1~10六66s1→5d1~10②關系：周期序數(shù)=該周期原子最大能層數(shù)。(2)原子結構與族的關系族價層電子排布式規(guī)律主族ⅠA、ⅡAns1~2價層電子數(shù)=族序數(shù)ⅢA~ⅦAns2np1~50族ns2np6(He除外)最外層電子數(shù)=8副族ⅠB、ⅡB(n-1)d10ns1~2最外層ns軌道上的電子數(shù)=族序數(shù)ⅢB~ⅦB(n-1)d1~5ns1~2(鑭系、錒系除外)價層電子數(shù)=族序數(shù)Ⅷ(n-1)d6~9ns1~2(鈀除外)除0族元素外，若價層電子數(shù)分別為8、9、10，則分別是第Ⅷ族的8、9、10列(3)元素周期表分區(qū)各區(qū)價層電子排布特點分區(qū)價層電子排布s區(qū)ns1~2p區(qū)ns2np1~6(除He外)d區(qū)(n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)ds區(qū)(n-1)d10ns1~2f區(qū)(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns24.金屬與非金屬的分界線5.元素周期表應用(1)科學預測：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預測它們的原子結構和性質提供了線索。(2)尋找新材料考點04元素周期律1.元素周期律2.主族元素周期性變化規(guī)律項目同周期(從左到右)同主族(從上到下)原子結構電子層數(shù)相同依次增加最外層電子數(shù)依次增加相同原子半徑逐漸減小逐漸增大元素性質金屬性逐漸減弱逐漸增強非金屬性逐漸增強逐漸減弱化合價最高正化合價：+1→+7(O、F除外)，負化合價=主族序數(shù)-8(H為-1價)相同，最高正化合價=主族序數(shù)(O、F除外)化合物性質最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強逐漸減弱3.對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如。例如，Be與Al處于對角線，其單質及化合物的化學性質相似，Al2O3、Al(OH)3是兩性化合物，則BeO、Be(OH)2也是兩性化合物?？键c05電離能與電負性1.電離能(1)含義(第一電離能)氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ·mol-1。(2)變化規(guī)律①同周期元素：從左往右，元素第一電離能呈增大的趨勢，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能出現(xiàn)反常。②同族元素：從上到下第一電離能逐漸變小。③同種原子：逐級電離能越來越大。(3)應用①判斷元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之金屬性越弱。②判斷元素的化合價如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n，如鈉元素的I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。③判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。2.電負性(1)含義不同元素的原子對鍵合電子吸引力的標度。元素的電負性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。(2)鮑林電負性標準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體元素未計)。(3)變化規(guī)律①在元素周期表中，同周期元素從左至右，元素的電負性逐漸變大，同主族元素從上至下，元素的電負性逐漸變小。②金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。(4)電負性的應用①判斷元素金屬性與非金屬性的強弱：金屬元素的電負性一般小于1.8，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性一般大于1.8，非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。②判斷元素在化合物中的價態(tài)：電負性大的元素易呈現(xiàn)負價；電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。③判斷化學鍵類型：電負性差值大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵；電負性差值小的元素原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵。易錯點01同主族、相鄰周期元素原子序數(shù)差的關系①第ⅠA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差2、8、8、18、18、32。②第ⅡA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32。③第ⅢA~ⅦA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、18、18、32、32。④0族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32、32。易錯點02電子層結構相同的微粒半徑大小規(guī)律電子層結構相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)的增大而減小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+?？蓺w納為電子層排布相同的離子，(表中位置)陰離子在陽離子前一周期，原子序數(shù)大的半徑小，概括為“陰上陽下，序大徑小”。易錯點03判斷元素金屬性、非金屬性強弱的常用方法金屬性①單質與水或非氧化性酸反應制取氫氣越容易，金屬性越強②單質還原性越強或陽離子氧化性越弱，金屬性越強③最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強非金屬性①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強②單質氧化性越強或簡單陰離子還原性越弱，非金屬性越強③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強易錯點04依據(jù)成鍵特征和結構式推斷元素1.化學鍵信息：如能形成4個共價鍵的元素為C、Si等，能形成2個共價鍵的元素為O、S等，能形成1個共價鍵的元素為H或