4．同结构——“序大径小”
（1）规律：
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
例：
r（O2－）>r（F－）>r（Na＋）
微点拨：
所带电荷、电子层均不相同的离子可选一种离子参照比较。
如比较r（Mg2＋）与r（K＋）的大小时，可选r（Na＋）作为参照，从而得出r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）。
课时2 元素周期表和元素周期律的应用
一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
族
周期
ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0
1
2
3
4
5
6
7
1．请填写出图中序号所示内容：
①增强，②增强，③增强，④增强，⑤Al，⑥Si，⑦金属，⑧非金属。
2．第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素，有6、5、4、3、2种非金属元素（含稀有气体元素）。
3．分界线附近的元素既表现出金属元素的性质，又表现出非金属元素的性质。
4．自然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。
二、元素化合价与其在周期表中的位置关系
1．价电子
（1）定义：
可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。
（2）具体内容：
主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
2．化合价规律
微点拨：
（1）上述化合价规律中氧、氟除外。
（2）金属无负化合价，非金属既有正化合价又有负化合价。
（3）非金属的负化合价一般只有一种如N为－3价，但正化合价可能多种，如N有＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价，但F无正价。
三、元素周期表与周期律的应用
1．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
2．预言未知元素，并为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
3．对于其他与化学相关的科学技术也有一定的指导作用。
如：
元素的“位—构—性”的关系及应用
1．结构与位置的互推
（1）电子层数＝周期数。
（2）质子数＝原子序数。
（3）主族元素原子最外层电子数＝主族序数。
（4）主族元素的最高正价＝族序数（氧、氟除外），最低负价＝主族序数－8。
2．性质与位置的互推
（1）根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：
若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。
（2）根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：
若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列，则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。
3．结构与性质的互推
（1）若某元素原子的最外层电子数小于4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4，则该元素原子在反应中容易得电子。
（2）若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。
模型认知——“位—构—性”间的推导模板
第三节 化学键
一、离子键与离子化合物
1．离子键
（1）形成（以NaCl为例）
（2）离子键的概念与本质
概念：
成键元素：
2．离子化合物——含有离子键的化合物
（1）常见类型
①强碱：
如NaOH、KOH、Ba（OH）2等。
②绝大多数盐：
如NaCl、KNO3、NH4Cl等。
③金属氧化物：
如Na2O、CaO、MgO等。
（2）表示方法
①电子式：
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。
②用电子式表示离子化合物的形成过程，如：
二、共价键与共价化合物
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）成键粒子：
原子。
（3）成键元素：
一般是同种或不同种的非金属元素。
（4）分类
2．共价化合物
（1）定义：
以共用电子对形成分子的化合物。
如H2O、CO2、SiO2等都是共价化合物。
（2）用电子式表示以下含共价键的分子的形成过程：
（3）结构式：
将电子式中的一对共用电子用一根短线“—”表示的式子。
如HCl：
H—Cl，H2O：
H—O—H
N2：
N≡N。
微点拨：
常见共价化合物类型有非金属氢化物（如HCl、H2O等）；非金属氧化物（如CO2、SO3等）；含氧酸（如H2SO4、HNO3等）；大多数有机化合物（如甲烷、酒精等）。
三、化学键与分子间作用力
1．化学键
（1）定义：
使离子相结合或原子相结合的作用力。
（2）分类
（3）化学反应的本质
表象：
反应物中的原子重新组合为产物分子；本质：
旧化学键的断裂和新化学键的形成。
（4）用化学键的观点解释H2与Cl2反应形成HCl的过程
①步骤1：
H2和Cl2中的化学键断裂（旧化学键断裂）生成H和Cl；
②步骤2：
H和Cl结合成HCl，形成了H和Cl之间的化学键H—Cl（新化学键形成）。
2．分子间作用力
（1）定义：
把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。
（2）规律：
一般说来，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，物质的熔、沸点也就越高。
如卤素单质的熔、沸点：
F2＜Cl2＜Br2＜I2。
3．氢键
液态NH3、H2O和HF中分子之间存在的一种比分子间作用力强的相互作用，即氢键，氢键不是化学键，可看作一种较强的分子间作用力。
化学键与化合物类型的判断
1．化学键与物质类别的关系
（1）“三个一定”
①离子化合物中一定含离子键；②含离子键的一定是离子化合物；
③共价化合物中一定不含离子键。
（2）“三个可能”
①离子化合物中可能含有共价键，如NaOH；
②金属与非金属形成的化合物可能是共价化合物，如AlCl3；
③完全由非金属形成的化合物可能是离子化合物，如NH4Cl。
2．离子化合物和共价化合物的判断方法
（1）根据构成化合物的微粒间是以离子键还是以共价键结合判断。
一般说来，活泼的金属原子和活泼的非金属原子形成的是离子键，同种或不同种非金属原子形成的大多是共价键。
（2）根据化合物的类型来判断。
大多数碱性氧化物、强碱和盐等都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。
（3）根据化合物的性质来判断。
熔点、沸点较低的化合物大多是共价化合物。
熔化后不能发生电离的化合物是共价化合物，熔融状态下能导电的化合物是离子化合物。
电子式书写及分子中“8e－”结构判断
1.电子式书写
微粒的
种类
电子式的
表示方法
注意事项
举例
原子
元素符号周围标明价电子
价电子少于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布
阳离子
单核
离子符号
右上方标明正电荷数
Mg2＋
多核
元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布
用“[ ]”，右上方标明正电荷数
阴离子
单核
元素符号周围合理分布价电子及所获电子，用“[ ]”
用“[ ]”，右上方标明负电荷数
多核
元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所获电子，用“[ ]”
相同原子不能合并，用“[ ]”，右上方标明负电荷数
离子化
合物
由阳离子电子式和阴离子电子式组成
同性不相邻，离子合理分布，相同离子不能合并
单质
分子或
共价
化合物
原子之间共用电子对
不能漏写未参与成键的电子对；形成2或8电子稳定结构
H
H
离子化
合物的
形成
电子转移方向及位置用弧形箭头，变化过程用“―→”
同性不相邻，合理分布
共价
化合物
的形成
左端是原子的电子式，右端是共价化合物分子的电子式，中间用“―→”连接
同性一般不相邻，连接用“―→”
H·＋
―→H
2．分子中“8e－”结构判断
（1）写出电子式判断。
（2）含H的分子，分子中H原子为“2e－”结构，不是“8e－”结构。
（3）若原子的最外层电子数＋|化合价|＝8，说明该化合物中的该原子为
“8e－”结构，如CO2中C：
4＋|＋4|＝8，为“8e”结构。
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