2018年高考化学备考中等生百日捷进提升专题07+元素周期律、物质结构知识归纳

一、要点归纳
1、常见的10电子微粒中，有分子：Ne、CH4、NH3、H2O、HF。
阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋；
阴离子：F－、O2－、N3－、OH－ 、NH2－。
2、常见的18电子微粒中，有分子：Ar、 SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、CH3F、CH3OH、C2H6；阳离子：K＋、Ca2＋；阴离子：S2－、HS－、O22－、Cl－。
3、同一周期从左向右，原子半径逐渐减小，越向右上方，原子半径越小。同一元素的阴离子半径大于相应的原子半径；电子层结构相同的离子，核电荷数越多，半径越小；电子层数多的原子半径不一定大。
4、地球上绝大多数元素是金属元素，目前发现的非金属元素有22中。
5、核内没有中子的原子是氢原子；形成化合物种类最多的元素是碳；地球中含量最多的是氧；气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物酸碱性相反，其化合物能相互反应生成离子化合物的元素是氮；宇宙中含量最多的元素是氢。
6、 在短周期元素中
（1）最高价氧化物对应的水化物既能与酸反应又能与碱反应均生成盐和水的元素有Al、Be；
（2）最高正价与最低负价代数和等于0的元素有H、C、Si；
（3）最高正价等于最低负价绝对值3倍的元素是S；
（4）最外层电子数等于核外电子总数一半的元素是Be；
（5）最外层电子数等于内层电子总数一半的元素有Li、P。
7、X、Y两元素可以形成化合物X2Y2、X2Y，则X可能是H或Na，Y是O。
8、H、N、O形成的离子晶体是NH4NO3、NH4NO2。
9、由Na、H、S、O四种元素可形成两种能相互反应的离子化合物，它们是NaHSO4、NaHSO3，它们反应的离子方程式是H＋＋ HSO3－＝SO2↑＋H2O。
10、分子晶体中不一定有共价键，如稀有气体形成的晶体。
11、H2S、BF3、BaCl2、PCl5、NO2、SF6、XeF4中不是所有原子都达到8电子稳定结构。
12、熔融状态能导电的化合物是离子化合物。
13、氢键不属于化学键，而属于分子间作用力，HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH、C6H5OH分子间能形成氢键，致使熔、沸点反常。但分子内氢键对物质的熔、沸点几乎没有影响。HF、HCl、HBr、HI的沸点高低顺序为HF＞HI＞HBr＞HCl。在冰中每个水分子周围以氢键结合了4个水分子，平均每个水分子形成2个氢键，冰熔化时分子间空隙减小。
14、石墨晶体中每形成一个六边形平均需2个C原子，平均每个C原子形成1.5个共价键。
15、原子数之和相同，最外层电子数之和相同的微粒属等电子体。等电子体结构相似，如与N2等电子体的是CO，与CO2等电子体的是N2O，与O3等电子体的是SO2。
16、物质的溶解性受许多因素的制约，如温度、压强等；“相似相溶”即极性相似相溶、结构相似相溶。溶质和溶剂之间如能形成氢键，溶解度也增大，且氢键越强，溶解度越大。
17、离子晶体的结构决定正、负离子的半径比、电荷比。CaF2的结构：①晶胞中实际占有Ca2＋的个数为4，晶胞中实际占有F—的个数为8。②Ca2＋的配位数为8，F—的配位数为4。
18、晶格能越大，离子晶体越稳定，其熔点越高，硬度越大。对于晶体构型相同的离子晶体，离子所带电荷数越高、核间距越短，晶格能越大，晶体越稳定。
二、规律归纳
(一)性质递变规律
1、同主族
（1）碱金属元素（按Li、Na、K的顺序）性质递变规律：
①金属性逐渐增强，表现在：单质与氧气反应的产物越来越复杂（4Li＋O22Li2O、2Na＋
O2Na2O2），反应程度越来越剧烈；单质与水（或酸）反应的剧烈程度逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。
②单质的密度逐渐增大（K特殊），熔沸点逐渐降低。
（2）卤族元素（按F、Cl、Br、I的顺序）性质的递变规律：
①非金属性逐渐减弱，表现在：单质与氢气化合由易到难的顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2；气态氢化物的稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI；最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4；卤素单质的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2；简单阴离子的还原性：Cl—＜Br—＜I—。
②单质的颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高。
2、同周期
同周期元素(按Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl)性质的递变规律：
①原子半径：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。
②金属性逐渐减弱，表现在：单质置换水或酸中的氢，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al；最高价氧化物对应水化物的碱性：NaOH(强碱)＞Mg(OH)2(中强碱)＞Al(OH)3(两性氢氧化物)。
③非金属性逐渐增强，表现在：单质与氢气化合由难到易的顺序为Si＜P＜S＜Cl；气态氢化物的稳定性：SiH4(二)半径比较规律
1、同周期元素（电子层数相同）的原子半径随核电荷数的增大，自左向右逐渐减小，如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)。
2、稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。如r(Ar)＞r(Cl)。
3、同主族元素的原子半径随电子层数的增多而增大。如r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)。
4、核外电子排布相同的粒子的半径，随核电荷数的增多而减小。如离子的半径大小是r(Ca2＋)＜r(K＋)＜r(Cl－)＜r(S2－)。
5、对同一元素来讲，价态越高半径越小。如r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。
6、不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)＜r(O)；而O与S同主族，r(O)＜r(S)，所以r(F)＜r(S)。
(三)化学键与物质类别关系规律
1、只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如N2、I2、P4、金刚石、晶体硅等。
2、只氧极性共价键的物质：一般是不同种非金属元素构成的化合物，如HCl、NH3、CS2等。
3、既含非极性键又含极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。
4、只含有离子键的物质：活泼的金属元素和活泼的非金属元素形成的化合物，如Na2S、NaH等。
5、既含有离子键又含有非极性键的物质，如Na2O2、CaC2等。
6、由强极性键构成但又不是强电解质的物质是HF。
7、只含有共价键而无范德华力的化合物，如：原子晶体SiO2、SiC等。
8、无化学键的物质：稀有气体，如Ar等。