文档内容
第四章 物质结构 元素周期律
单元知识清单
【知识导引】
1、原子结构
2、元素周期表
3、元素周期律4、化学键
【知识清单】
一、原子结构与元素周期表
知识点1、原子结构
1．质量数
（1）概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A
表示。
（2）构成原子的粒子间的两个关系：①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；②质子数＝核电荷数＝核外电
子数。
2.核外电子排布规律
（1）电子层
①概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续
的壳层，也称作电子层。
②不同电子层的表示及能量关系电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
各电子层
由内到外
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
（2）原子核外电子排布规律—含有多个电子的原子
①核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（能量
最低原理）；
②每个电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数）
③最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）
④次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个）
⑤倒数第三层电子数目不能超过32个（K层为倒数第三层时不能超过2个）
3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
以钠的原子结构示意图为例：
【温馨提示】①简单离子中，质子数与核外电子数的关系
阳离子(Rm＋) 质子数＞电子数 质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－) 质子数＜电子数 质子数＝电子数－m
②与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。
4．巧记“10电子微粒”
（1）核外电子总数相等的微粒可以是分子 ，也可以是离子；可以是单核微粒，也可以是多核微粒。电子
总数相同的微粒：
（2）核外有10个电子的微粒
分子：Ne、HF、HO、 NH 、 CH
2 3 4
阳离子：Na+、Mg2+、 Al3+、 HO+、NH +
3 4
阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH -。
2
（3）核外电子总数及质子总数均相同的粒子：Na+、NH +、HO+ ；F-、OH-、NH -；Cl-、HS- ；N、CO
4 3 2 2
等。
5．“8电子稳定结构”的判断方法（1）经验规律法：①分子中的氢原子不满足8电子结构；②一般来说，在AB 型分子中，若某元素原子最
n
外层电子数＋|化合价|＝8，则该元素原子的最外层满足8电子稳定结构。如CO 分子中，碳元素的化合价
2
为＋4，碳原子最外层电子数为4，二者之和为8，则碳原子满足最外层8电子稳定结构，同理知氧原子也
满足最外层8电子稳定结构。
（2）成键数目法：若该原子达到所需成键数目，则为8电子结构，若未达到或超过所需成键数目则不为8
电子结构，如PCl 中的P，BeCl 中的Be。
5 2
知识点2、元素周期表
1．元素周期表的编排原则
（1）数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
（2）横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（3）纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2．元素周期表的结构
（1）周期
（2）族
个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族
特点 主族元素的族序数＝最外层电子数
共有7个，包括第ⅠA（碱金属元素—氢除外）、ⅡA、ⅢA、
主族
ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA（卤族元素）族
副族 共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族 包括第8、9、10三个纵列
分类
稀有气体元素，占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为
0族
8(He为2)
【温馨提示】（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律：①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相
邻元素序数差为1；②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差
1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。
（2）同主族相邻元素的“序数差”规律：①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；②第三、第四周
期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；③第四、第五周期
的同族元素原子序数相差18；④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差
32；⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。
（3）奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态
的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
知识点3、核素 同位素
1．核素
（1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（2）表示方法——原子符号
2．同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为
同位素)。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。
（2）氢元素的三种核素互为同位素
H H H
名称 氕 氘(重氢) 氚(超重氢)
符号 H D T
质子数 1 1 1
中子数 0 1 2
（3）同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。
（4）常见同位素的用途
【温馨提示】①符号解读：X
②元素、核素、同位素、同素异形体的联系知识点4、原子结构与元素的性质
1．碱金属元素
（1）碱金属元素原子结构的特点：
①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子，
②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。
（2）碱金属元素性质的相似性和递变性
①相似性：
原因：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属
性，化合价都是+1价。
②递变性：
原因：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层
电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。
【温馨提示】碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反
应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越
来越剧烈。4Li+O=====2LiO 、2Na+O=====NaO、2Na+2HO==2NaOH+H↑、2K+2HO==2KOH+H ↑
2 2 2 2 2 2 2 2 2
（3）钾、钠与氧气、水的反应比较
实验内容 现象 结论或解释
钠在空气 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，
化学方程式：2Na+O=====NaO
与氧 中燃烧 产生黄色火焰，生成淡黄色固体 2 2 2
气反
应 钾在空气 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应， 化学方程式：K+O 2 =====KO 2 （超氧
中燃烧 生成橙黄色固体 化钾）
碱金 钠与水的 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处 化学方程式：
属与 反应 游动嘶嘶作响，最后消失 2Na+2H 2 O==2NaOH+H 2 ↑钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处
水反 钾与水的
游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后 化学方程式：2K+2HO==2KOH+H ↑
应 反应 2 2
消失
【温馨提示】①钠、钾在实验室中都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用
前要用滤纸把表面煤油吸干。
②对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜。否则容易发生爆炸危险。
③对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。
（4）碱金属物理性质比较：
碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃
锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347
钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9
钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774
铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688
铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4
①相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度
都比较小，熔点也都比较低。
②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。
2.卤族元素
（1）原子结构的特点：
①相同点：最外层电子数都是7个。
②不同点：核电荷数和电子层数不同。
（2）卤素单质的物理性质
卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃
F 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1
2
Cl 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6
2
3.119 g / cm3
Br 深红棕色液体 －7.2 58.78
2
（20℃）
I 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4
2
【温馨提示】随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸
点都较低，且逐渐升高。
（3）卤素单质与氢气反应
F＋H＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定
2 2Cl＋H 2HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定
2 2
Br ＋H 2HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定
2 2
不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时
△
I＋H 2HI
2 2 分解为H 和I，是可逆反应
2 2
【温馨提示】随着核电荷数的增多，卤素单质（F、Cl、Br 、I）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成
2 2 2 2
的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。
（4）卤素单质间的置换反应
实验探究：对比卤素单质（Cl、Br 、I）的氧化性强弱
2 2 2
将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液 将少量溴水加入盛有KI溶液的试管
实验
的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振 中，用力振荡后加入少量四氯化碳，
内容
荡、静置。 振荡、静置。
静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无 静置后，液体分为两层。上层液体呈
现象
色，下层液体分别呈橙色、紫色。 无色，下层液体呈紫色。
方程 ①2NaBr+Cl ==2NaCl+Br
2 2
③2KI+Br ==2KBr+I
2 2
式 ②2KI+Cl ==2KCl+I
2 2
结论 随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl>Br >I
2 2 2
（5）卤族元素的相似性和递变性
①相似性：单质X
2
原因：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均为
－1价。
②递变性：
原因：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，元素
原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。
【温馨提示】①与H 反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐
2
渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HFHBrO>HIO。
4 4 4
③元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易
程度以及氢化物的稳定性来推断。
（6）卤素的特殊性
①氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀
2
玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。
②氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。③溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。
④碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
二、元素周期律
知识点1、1～18号元素性质的周期性变化规律
1．原子最外层电子排布变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2
同周期由左向右元素的
第二周期 3→10 2 1→8 原子最外层电子数逐渐
增加(1→8)
第三周期 11→18 3 1→8
规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论
第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径
逐渐减小(不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071大→小
第三周期 11→17 0.186→0.099大→小
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升
高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；
最高价＋1→＋
②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐
第二周期 3→9
5(不含O、F)
升高至ⅦA族的－1价；
最低价－4→－1
③最高正价＋|最低负价|＝8
规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
【温馨提示】（1）主族元素主要化合价的确定方法
①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。
②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
（2）氢化物及其最高价含氧酸的关系
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH RH HR HR
4 3 2
最高价氧化物
HRO 或HRO HRO 或HRO HRO HRO
对应的水化物 2 3 4 4 3 4 3 2 4 4
知识点2、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
1.以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律
(1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究
①原理：金属与水反应置换出H 的难易。
2
②实验操作：
③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液
变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2HO=====Mg(OH) ＋H↑。
2 2 2
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究
Al Mg
原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
实验操作
沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
Al(OH) ＋NaOH Mg(OH) 2 ＋2HCl
Al(OH) ＋3HCl 3
相关反应的化 3
学方程式 ===AlCl ＋3HO ===NaAlO 2 ＋ ===MgCl 2 ＋
3 2 2HO
2 2HO
2
实验结论 金属性：Mg>Al
(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH Mg(OH) Al(OH)
2 3
分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物
碱性强弱 NaOH>Mg(OH) >Al(OH)
2 3
结论 金属性：Na>Mg>Al
3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
Si P S Cl
HSiO：弱酸 HPO ：中强酸 HSO ：强酸 HClO：强酸
最高价氧化物对 2 3 3 4 2 4 4
应水化物的酸性
酸性：HClO＞HSO ＞HPO ＞HSiO
4 2 4 3 4 2 3结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
结论：同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
4．元素周期律
①内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
②实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
知识点3、元素在周期表中的分布及性质规律
1．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外)
项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下)
电子层数 相同 逐一增加
最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
水化物的酸、碱性
非金属形成气态氢
由难到易 由易到难
化物难易程度
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价 最高正价=主族序数，
化合价
(－4)～(－1) 最低负价=－(8－族序数)
2．元素周期表的金属区和非金属区
（1）金属性强的在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的右上方(稀
有气体除外)，最强的是F。（2）分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非
金属性之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。
（2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。
（3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。
知识点4、元素周期表和周期律的应用
1．预测元素及其化合物的性质
根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表：
元素名称及符号 溴(Br) 原子序数 35
是金属还是非金属 非金属 原子结构示意图
最高正价 ＋7 最低负价 －1
氯元素有＋1、＋
中间价 ＋1、＋3、＋5 预测依据
3、＋5的化合物
最高价氧化物 Br O 最高价氧化物的水化物 HBrO
2 7 4
酸性 HClO>HBrO> H SeO
4 4 2 4
稳定性 HSeBr－>Cl－
2.寻找有特殊用途的新物质
知识点5、“位、构、性”三者的关系1．元素的结构、位置与性质之间的关系
元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素
周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。
2．解答元素推断题的一般思路
（1）由元素原子或离子的核外电子排布推断
（2）由元素单质或化合物的性质(特性)推断
（3）由元素在周期表中的位置推断
3．短周期主族元素的某些特殊性质
(1)原子半径最小的元素是氢元素，最大的是钠元素。
(2)气体单质密度最小的元素是氢元素。
(3)元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素。(4)原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。
(5)与水反应最剧烈的金属单质是Na，非金属单质是F。
2
(6)气态氢化物最稳定的元素是F。
(7)只有负价而无正价的元素是F。
(8)最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是Cl，碱性最强的元素是Na。
【例10】我国科学家开发一种光学晶体M，其结构如图。M由短周期主族元素X、Y、Z、W组成，其中
X和Y的质子数之和等于Z原子的电子数，Y和Z同周期，Z和W同主族。下列说法正确的是
知识点6、“四同法”比较微粒半径的大小
1．同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
2．同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
3．同元素不同微粒半径
（1）同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于
该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)r(Cl)。
（2）同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：
r(Fe3+)r(Na+)>r(Mg2+)。
知识点7、元素的金属性和非金属性强弱的判断
本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
金属性
判断 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
比较
方法 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
非金属
判断 ①与H 化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2
性比较
方法 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
【温馨提示】①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而
不能根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。
②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属
性：O>Cl，但Cl 比O 活泼，原因是O 中存在O=O双键，比Cl—Cl单键难断裂。
2 2 2
三、化学键
知识点1、离子键和离子化合物
1．离子键
（1）定义：带相反电荷离子之间的相互作用。
（2）形成过程（微观）—氯化钠为例
不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反
电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。
（3）成键要素：①成键微粒—阳离子和阴离子；②成键本质—静电作用（包括引力和斥力）；③成键元
素—一般是活泼金属与活泼非金属。
2.离子化合物
（1）定义：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。
（2）常见类型：强碱（NaOH、Ba(OH) 等）、大多数盐（如NaCl、KNO、NH Cl等）、活泼金属氧化物
2 3 4
（如NaO、CaO等）。
（3）存在：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物。
【温馨提示】①离子化合物中不一定含金属元素，如：NH NO 是离子化合物，但全部由非金属元素组
4 3
成；
②含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，如：AlCl3是共价化合物；
③离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如：NaOH、ZnSO4、
Na2O2等。
知识点2、电子式1．定义：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。
2．书写：
（1）原子的电子式：在元素符号周围用小黑点 · (或×)来表示原子的最外层电子式子。如Na原子：·Na
Mg原子：Mg或·Mg· Al原子：Al 或·Al· S原子：·S· Cl原子：Cl·
【温馨提示】每个方向最多一对电子(两个电子)。
（2）简单阳离子的电子式：简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离
子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。
（3）简单阴离子的电子式：画出最外层电子数，用“[ ]”括起来，并在右上角标出“ ”以表示其所带
的电荷。例如：氯离子 、硫离子 。
（4）离子化合物的电子式：
氧化钙： 、硫化钾 、 、 。
【温馨提示】相同离子不合并，分列在另一离子的周围，一般对称排布。
3．用电子式表示下列物质的形成过程：左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用
“―→”连接，例如：NaCl： 、MgBr ：
2
。
【温馨提示】①一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子
数。
②同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
③“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
④在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写
在一起，如CaF 要写成 ，不能写成 ，也不能写成
2
。
⑤用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子
式，“―→”后是化合物的电子式。知识点3、共价键和共价化合物
1．共价键
（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
（2）形成过程（微观）—以氯气为例
→→→
（3）成键要素：①成键微粒—原子；②成键本质—共用电子对与成键原子的静电作用；③成键元素—一
般是同种或不同种非金属元素。
（4）分类：
2．共价化合物
（1）定义：通过共用电子对形成的化合物。
（2）常见类型：非金属氢化物，如NH 、HS、HO；非金属氧化物，如CO、CO、SO ；酸，如HSO 、
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HCl；大多数有机化合物，如CHCHOH等。
3 2
3．共价分子结构的表示方法
（1）电子式
①共价分子：HH、N⋮⋮N、 、 、 。
②形成过程： 、 。
（2）结构式：化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫做结
构式。
【温馨提示】判断离子化合物与共价化合物的方法
（1）根据化合物的基本类型判断
①常见的盐中绝大多数都是离子化合物,少数盐是共价化合物。如AlCl 是共价化合物。
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②常见的强碱是离子化合物,弱碱是共价化合物。如KOH、NaOH、Ba(OH) 是离子化合物,NH·HO是共价
2 3 2
化合物。
③活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物,其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物。如
MgO、CaO、NaO、KO、NaO 等是离子化合物,SO 、SO 、NO 、CO 、CO、SiO 、PO 、HO、HO 等
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是共价化合物。
④活泼金属的氢化物是离子化合物,其他元素的氢化物多是共价化合物。如 NaH、CaH 等是离子化合
2物,HF、HCl、HBr、HI、HO、HS、NH 、CH 等是共价化合物。
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（2）根据化合物的导电性判断
熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。
（3）根据化合物的熔、沸点判断
熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物,而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。
知识点4、化学键及分类
1．化学键
（1）定义：相邻的原子之间强烈的相互作用。
（2）分类：离子键、共价键（极性键、非极性键）
（3）化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。
2．离子化合物与共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子 阴、阳离子 原子
粒子间的作用 离子键 共价键
熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO)
2
熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有
导电性 熔融状态或水溶液导电
的不导电(如蔗糖)
3. 分子间作用力
定义 把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力
①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质，而化学键
主要影响物质的化学性质；
特点 ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非
金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分
子间作用力。
变化 一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质
规律 的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：IBr ClF。
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4.氢键
定义 分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用
形成条件 除H外，形成氢键的原子通常是O、F、N。
氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、HO、NH 、HF等分子之间。分子
2 3
存在
间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质。如HO的熔、沸点高于
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HS。
2
性质影响
②氨极易液化，是因为NH 分子间存在氢键；NH 极易溶于水，也是因为NH 分子
3 3 3
与HO分子间易形成氢键。
2③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为在水蒸气中水以单个的HO分子形式存
2
在；在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，在固态水（冰）中，水分
子大范围地以氢键互相联结,形成相当疏松的晶体,从而在结构中有许多空隙,造成体
积膨胀,密度减小，因此冰能浮在水面上。
