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基础梳理之原子结构、元素周期律、化学键
一、原子结构
1、构成原子间的粒子之间的关系
(1)质量关系：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N)
(2)电荷数关系：核电荷数=质子数=核外电子数
阳离子（Rn+）：核电荷数=质子数=离子核外电子数+电荷数
阴离子（Rn-）：核电荷数=质子数=离子核外电子数-电荷数
2、元素与同位素、同素异形体、同分异构体、同系物之间的联系与区别
元素
同位素
同系物
同分异构体
同素异形体
概念
具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称
质子数相同，中子数不同的原子互称为同位素
结构相似，分子之间相差n个CH2的化合物互称为同系物
分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体
同种元素形成的不同单质
存在范围
宏观
原子
有机物
有机物
单质
警示：区分以上概念，首先需要明确各概念所使用的范畴，如同位素是指原子，同素异形体是指单质，同分异构体、同系物一般适用于有机物，然后抓住每个概念的实质进行区分，否则容易混淆。
3、电子数相同的微粒
(1)核外电子总数为2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。
(2)核外电子总数为10的粒子
①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne；
②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；
③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
(3)核外电子总数为18的粒子
①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4
②阳离子：K+、Ca2+；
③阴离子：S2-、HS-、Cl-、O22-。
(4)核外电子总数及质子数均相等的粒子
①Na+、NH4+、H3O+；②F-、OH-、NH2-；③HS-、Cl-；④N2、CO、C2H2。
技巧：在复习电子数相同的微粒时，我们一定要利用元素周期表这一化学工具。如：10电子微粒的在元素周期表中以10电子的Ne原子向后推有：Na＋、Mg2+、Al3+；向前推有HF、H2O、NH3、CH4、F－、O2－、N3－、OH-、NH-2、NH+4、H3O＋。
18电子的应以Ar向前后推，但不要忘记（9+9＝18）如：F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4
4、原子结构的规律及特性
规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以在复习中要掌握元素原子结构的特征规律。核电荷数为1～18的元素的原子结构是大纲和高考重点要求与考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
(1)规律
①最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；倍的是Li、Si。
③电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
④最外层电子数是电子层数2倍的原子是He、C、S；3倍的是O。
(2)特性
核电荷数为1～20的元素的特征性质：
①气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。
②单质硬度最大，熔、沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。
③原子半径最大的是K，最小的是H。
④单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F。
二、元素周期律元素周期表
1、元素性质在周期表中的变化规律
(1)同周期、同主族元素性质的递变规律，如下表：
内容
同周期元素（从左到右）
同主族元素（从上到下）
原子
结构
核电荷数[
递增
增大
电子层数
相同
增多
最外层电子数
增多
相同
原子半径
逐渐减小（1e-～8e-）
逐渐增大
元素
性质
主要化合价
最高正价由+1→+7最低负价由-4→-1
最高正价、最低负价相同最高正价=族序数
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱酸性增强
碱性增强
酸性减弱
非金属的气态氢化物
稳定性
增强
减弱
形成难易
难→易
易→难
单质氧化性或还原性
还原性减弱氧化性增强
还原性增强氧化性减弱
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
(2)元素周期表中的相似规律
①同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）；
②元素周期表中位于对角线位置的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；
③相邻元素的性质差别不大。
2、判断元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)比较元素金属性强弱的方法
①根据原子结构：原子半径越大，最外层电子数越少，金属性越强，反之越弱。
=2\*GB3②根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右，金属性减弱；同主族元素，从上至下，金属性增强。
=3\*GB3③看与水或酸反应置换氢的难易，越易者金属性越强；
=4\*GB3④看最
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