化学选三《第一章 原子结构与性质》相关知识回顾（必修2）
班级 姓名
1、原子序数：含义：
（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。
（2）原子组成的表示方法（以氯-35为例）
a. 原子符号： b. 原子结构示意图： c.电子式：
d.符号 表示的意义： A B C D E
（3）特殊结构微粒汇总：
无电子微粒 无中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒 18e-微粒
2、元素周期表：
（1）编排原则：把 相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；
再把不同横行中 相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
表示；副族用 表示。
纵行 纵行
阿拉伯数字： 1 2 3 4 5 6 7 8
对应罗马数字：
⑶元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ ②主族序数＝ ＝
(4)元素族的别称：
①第ⅠA族：碱金属 ②第ⅡA族： ③第Ⅳ族： ④第Ⅴ族： ⑤第Ⅵ族： ⑥第ⅦA族： ⑦第0族：
3、有关概念：
⑴质量数： 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ） ⑵元素：具有相同 的 原子的总称。
⑶核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。
⑷同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。
⑸同位素的性质：①同位素的 性质几乎完全相同， 性质不同；
②在天然存在的某种元素里，论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是 的。 ⑹元素的相对原子质量：
①某种核素的相对原子质量＝ ②元素的相对原子质量＝
4、核外电子排布的规律：（一低四不超）
（1）“一低”
（2）“四不超”
5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
（1）金属性强弱判断依据
①同周期元素从左到右金属性 ；同主族元素从上到下金属性 。
②金属活动性顺序表K到Au，金属性 。
③单质与 或与 反应置换H2难易程度，反应越剧烈金属性越 。
④单质间的 反应。
⑤最高价氧化物对应水化物 性强弱, 金属性越强。
⑥金属阳离子的 性强弱， 金属性越强。
⑦酸性条件下的原电池的 极金属的金属性较强。
（2）非金属性强弱判断依据
①同周期元素从左到右非金属性 ；同主族元素从上到下非金属性 。
②单质与 化合的难易程度，越易化合非金属性越 。
③气态 的稳定性，越稳定，非金属性越 。
④单质间的 反应。
⑤最高价氧化物对应水化物 性强弱, 非金属性越强。
⑥阴离子的 性强弱， 非金属性越强。
⑦电解池的阳极 放电的阴离子对应的非金属的非金属性弱。
6、比较微粒半径的大小
⑴判断的依据
①看电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越 。
②看核电荷数：电层数相同时，核电荷数越多，半径越 。
③看最外层电子数 ：电子层数、核电荷数都相同，则电子数越多，半径越 。
⑵具体规律：
①同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而 （稀有气体除外）如：Na Mg Al Si P S Cl.
-----②同主族元素的原子（或离子）半径随核电荷数的增大而 。如：Li Na K Rb Cs， F Cl Br I
-+2+2--+2+3+③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而 。如： H Li Be ;O F Na Mg Al ;
+-2+3+ +- ④同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越 。如H H H;Fe Fe Fe;Na Na;Cl Cl
7、同主族元素的性质变化规律
同一主族的元素， 相同；由于从上到下 数依次增多，原子半径逐渐 ，核对外层电子的引力逐渐 ；得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，所以，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 ；最高价氧化物的水化物酸性逐渐 ，碱性逐渐 ；非金属的气态氢化物稳定性逐渐 ，非金属的气态氢化物还原性逐渐 。
8、同周期元素的性质变化规律
同一周期的元素， 相同；由于从左到右 数依次递增，原子半径逐渐 ，核对外层电子的引力逐渐 ；得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，所以，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 ；最高价氧化物的水化物酸性逐渐 ，碱性逐渐 ；非金属的气态氢化物稳定性逐渐 ，非金属的气态氢化物还原性逐渐 。
9、化学键
⑴离子键 ： 称为离子键
①离子化合物： 称离子化合物。
②常见的离子化合物有三类：
③离子化合物的表观特征是：
⑵共价键 叫做共价键
①共价化合物： 叫共价化合物。
②表观特征：
③类型：
10、分子间作用力 又称 。
（1）与化学键比：比化学键 （强或弱）很多；分子间作用力存在于 。化学键存在于
（2）组成结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越 ，物质的熔点和沸点也越 。
（3）HF、 NH3 、H2O的沸点有反常高的原因，是因为它们的分子之间存在着 。
化学选三《第一章 原子结构与性质》相关基础知识再过关（必修2）
1、用A质子数，B中子数，C核外电子数，D最外层电子数，E电子层数，填下列空格。
①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定
③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定
⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定
⑦元素的化学性质由 决定
2、比较半径：大到小
Na与 K与 Mg与Mg2+ S2― 与 Na、Al、Cl、 F― 、O2― 、Na 、Mg2 ＋＋
Fe、Fe2+与Fe3+ F、O、S、3、比稳定性：强到弱
HCl与 H2S 与H2 H2O、 NH3、HF H2S、HCl、 PH3 NH3 、PH3、AsH34、比酸性：强到弱
H2SO4、H3PO4 、HClO4 HNO3、H3PO4、 H3AsO4
5、比碱性：强到弱
NaOH、LiOH、 Mg(OH)2、Al(OH)3、NaOH
6、比沸点：由高到低
① F2 Cl2 Br2 I2 ②HF HCl HBr ③H2O H2S H2Se H2 ④NH3 PH3 AsH3
7、已知：aAm+、bB(m+1)+、cCn-、dD(n+1)- 具有相同的电子层结构，则：
①A、B、C、D四元素在周期表中的位置关系为（用简图表示） ②原子序数大小 ③原子半径大小
④离子半径大小 ⑤电子数关系式为
8、用化学反应方程式表示非金属性：N ＞C ＞Si
9、用离子反应方程式表示非金属性：Cl强于10、写电子式
Mg C S N2 Cl2CaCl2 Na2S NH4 NaH Na2O2 NaOH H2 CO2 NH34 CCl4 H2O2 HClO 2 11、用电子式表示下列物质形成过程
Na2O： MgBr2： H2O： CO2 ：
12、写结构式
N2 H2CO2 NH3CH4C2H4C2H2 13、下列物质中含有共价键的是，含有离子键的是是 ；属共价化合物的是 ，属离子化合物的是 。
①H2 ②NH3 ③NaOH ④NH4Cl ⑤MgBr2 ⑥SO2 ⑦H2O2 ⑧Na2O2
14、比还原性：强到弱H2S、HCl、 PH3 NH3 、PH3、AsH3
化学选三《第一章 原子结构与性质》相关知识回顾（必修2）
班级 姓名
1、原子序数：含义：
（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。
（2）原子组成的表示方法（以氯-35为例）
a. 原子符号： b. 原子结构示意图： c.电子式：
d.符号 表示的意义： A B C D E
（3）特殊结构微粒汇总：
无电子微粒 无中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒 18e-微粒
2、元素周期表：
（1）编排原则：把 相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；
再把不同横行中 相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
表示；副族用 表示。
纵行 纵行
阿拉伯数字： 1 2 3 4 5 6 7 8
对应罗马数字：
⑶元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ ②主族序数＝ ＝
(4)元素族的别称：
①第ⅠA族：碱金属 ②第ⅡA族： ③第Ⅳ族： ④第Ⅴ族： ⑤第Ⅵ族： ⑥第ⅦA族： ⑦第0族：
3、有关概念：
⑴质量数： 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ） ⑵元素：具有相同 的 原子的总称。
⑶核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。
⑷同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。
⑸同位素的性质：①同位素的 性质几乎完全相同， 性质不同；
②在天然存在的某种元素里，论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是 的。 ⑹元素的相对原子质量：
①某种核素的相对原子质量＝ ②元素的相对原子质量＝
4、核外电子排布的规律：（一低四不超）
（1）“一低”
（2）“四不超”
5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
（1）金属性强弱判断依据
①同周期元素从左到右金属性 ；同主族元素从上到下金属性 。
②金属活动性顺序表K到Au，金属性 。
③单质与 或与 反应置换H2难易程度，反应越剧烈金属性越 。
④单质间的 反应。
⑤最高价氧化物对应水化物 性强弱, 金属性越强。
⑥金属阳离子的 性强弱， 金属性越强。
⑦酸性条件下的原电池的 极金属的金属性较强。
（2）非金属性强弱判断依据
①同周期元素从左到右非金属性 ；同主族元素从上到下非金属性 。
②单质与 化合的难易程度，越易化合非金属性越 。
③气态 的稳定性，越稳定，非金属性越 。
④单质间的 反应。
⑤最高价氧化物对应水化物 性强弱, 非金属性越强。
⑥阴离子的 性强弱， 非金属性越强。
⑦电解池的阳极 放电的阴离子对应的非金属的非金属性弱。
6、比较微粒半径的大小
⑴判断的依据
①看电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越 。
②看核电荷数：电层数相同时，核电荷数越多，半径越 。
③看最外层电子数 ：电子层数、核电荷数都相同，则电子数越多，半径越 。
⑵具体规律：
①同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而 （稀有气体除外）如：Na Mg Al Si P S Cl.
-----②同主族元素的原子（或离子）半径随核电荷数的增大而 。如：Li Na K Rb Cs， F Cl Br I
-+2+2--+2+3+③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而 。如： H Li Be ;O F Na Mg Al ;
+-2+3+ +- ④同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越 。如H H H;Fe Fe Fe;Na Na;Cl Cl
7、同主族元素的性质变化规律
同一主族的元素， 相同；由于从上到下 数依次增多，原子半径逐渐 ，核对外层电子的引力逐渐 ；得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，所以，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 ；最高价氧化物的水化物酸性逐渐 ，碱性逐渐 ；非金属的气态氢化物稳定性逐渐 ，非金属的气态氢化物还原性逐渐 。
8、同周期元素的性质变化规律
同一周期的元素， 相同；由于从左到右 数依次递增，原子半径逐渐 ，核对外层电子的引力逐渐 ；得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，所以，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 ；最高价氧化物的水化物酸性逐渐 ，碱性逐渐 ；非金属的气态氢化物稳定性逐渐 ，非金属的气态氢化物还原性逐渐 。
9、化学键
⑴离子键 ： 称为离子键
①离子化合物： 称离子化合物。
②常见的离子化合物有三类：
③离子化合物的表观特征是：
⑵共价键 叫做共价键
①共价化合物： 叫共价化合物。
②表观特征：
③类型：
10、分子间作用力 又称 。
（1）与化学键比：比化学键 （强或弱）很多；分子间作用力存在于 。化学键存在于
（2）组成结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越 ，物质的熔点和沸点也越 。
（3）HF、 NH3 、H2O的沸点有反常高的原因，是因为它们的分子之间存在着 。
化学选三《第一章 原子结构与性质》相关基础知识再过关（必修2）
1、用A质子数，B中子数，C核外电子数，D最外层电子数，E电子层数，填下列空格。
①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定
③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定
⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定
⑦元素的化学性质由 决定
2、比较半径：大到小
Na与 K与 Mg与Mg2+ S2― 与 Na、Al、Cl、 F― 、O2― 、Na 、Mg2 ＋＋
Fe、Fe2+与Fe3+ F、O、S、3、比稳定性：强到弱
HCl与 H2S 与H2 H2O、 NH3、HF H2S、HCl、 PH3 NH3 、PH3、AsH34、比酸性：强到弱
H2SO4、H3PO4 、HClO4 HNO3、H3PO4、 H3AsO4
5、比碱性：强到弱
NaOH、LiOH、 Mg(OH)2、Al(OH)3、NaOH
6、比沸点：由高到低
① F2 Cl2 Br2 I2 ②HF HCl HBr ③H2O H2S H2Se H2 ④NH3 PH3 AsH3
7、已知：aAm+、bB(m+1)+、cCn-、dD(n+1)- 具有相同的电子层结构，则：
①A、B、C、D四元素在周期表中的位置关系为（用简图表示） ②原子序数大小 ③原子半径大小
④离子半径大小 ⑤电子数关系式为
8、用化学反应方程式表示非金属性：N ＞C ＞Si
9、用离子反应方程式表示非金属性：Cl强于10、写电子式
Mg C S N2 Cl2CaCl2 Na2S NH4 NaH Na2O2 NaOH H2 CO2 NH34 CCl4 H2O2 HClO 2 11、用电子式表示下列物质形成过程
Na2O： MgBr2： H2O： CO2 ：
12、写结构式
N2 H2CO2 NH3CH4C2H4C2H2 13、下列物质中含有共价键的是，含有离子键的是是 ；属共价化合物的是 ，属离子化合物的是 。
①H2 ②NH3 ③NaOH ④NH4Cl ⑤MgBr2 ⑥SO2 ⑦H2O2 ⑧Na2O2
14、比还原性：强到弱H2S、HCl、 PH3 NH3 、PH3、AsH3