2022届高考化学考前教材回归盘点：原子构造与周期表一、核外电子排布1．元素：含有相同质子数的同一类原子的总称。核素：含有一定数目质子和中子的原子。同位素：含有同质子数，不同中子数的同一种元素的不同原子之间的互称。质量数：质子数与中子数之和。2．核外电子排布规律：①最外电子层最多只能容纳8个电子（氢原子是1个，氦原子是2个）；②次外电子层最多只能容纳18个电子；③倒数第三电子层最多只能容纳32个电子；④每个电子层最多只能容纳2n2个电子。另外，电子总是先排布在能量最低的电子层里。3．1～18号元素的原子构造示意图：略。4．元素周期律：元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果。（1）随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子排布呈现周期性变化。除1、2号元素外，最外层电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。（2）随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化。同周期元素，从左到右，原子半径减小，如：NaMgAlSiPSCl；CNOF同主族元素，从上到下，原子半径增大。（3）随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化。同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小元素的最高正化合价==原子的最外层电子数；最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。（4）随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化3/3\n同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强NaMgAlSiPSCl金属性：Na＞Mg＞Al金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性：Cl＞S＞P＞Si，（5）①元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，反之也如此。如：金属性：Na＞Mg＞Al，氢氧化物碱性强弱为：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。②元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，反之也如此。如：非金属性：Si<P<S<Cl，H3PO4是弱酸，H2SO4是强酸，HClO4是最强酸；H3PO4<H2SO4<HClO4；元素的非金属性越强，形成的氢化物越稳定；氢化物的稳定性为：SiH4<PH3<H2S<HCl。5．元素周期表短周期：1、2、3周期长周期：4、5、6（1）构造不完全周期：7主族：ⅠA～ⅦA族副族：ⅠB～ⅦB第Ⅷ族8、9、10；0族：惰性气体（2）周期序数=电子层数；主族序数=原子最外层电子数（3）每一周期从左向右，原子半径逐渐减小；主要化合价从：+1～+7（F无正价），金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。每一主族从上到下右，原子半径逐渐增大；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。6．化学键（chemicalbond）：是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。（1）离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。含有离子键的化合物一定是离子化合物离子化合物：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化合物。形成离子键的条件：活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键。（2）共价键：原子之间通过共用电子对而形成的化学键。3/3\n共价化合物：通过共用电子对所形成的化合物。非极性键：相同非金属元素原子的电子配对成键；极性键：不同非金属元素原子的电子配对成键。7．电子式（1）写出以下物质的电子式：H2：、Cl2：、N2：、HCl：、H2O：、CO2：、NH3：；CH4：；NaCl：；MgCl2：；NaOH：Na+。用电子式表示以下物质的形成过程：（1）HCl：；（2）NaCl：。8．同素异形体：同素异形体是相同元素构成,不同形态的单质。如：金刚石与石墨；O2与O3等。同素异形体由于构造不同，彼此间物理性质有差异；但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。3/3
