《高一化学必修一第四章思维导图》

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第一节 原子结构与元素周期表

一、 原子结构

• 1. 原子的构成

  • 原子核 (位于原子中心)
    • 质子 (p)
      • 带 1 个单位正电荷
      • 相对质量 ≈ 1
      • 质子数 (Z) = 核电荷数 = 原子序数 = 核外电子数 (在原子中)
    • 中子 (n)
      • 不带电
      • 相对质量 ≈ 1
      • 质量数 (A) = 质子数 (Z) + 中子数 (N)
  • 核外电子 (e)
    • 带 1 个单位负电荷
    • 质量很小 (约为质子质量的 1/1836)，计算原子相对质量时可忽略
    • 在原子核外高速运动

• 2. 核素与同位素

  • 核素: 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
    • 表示方法: ᴬ<0xE2><0x82><0x9mathrm>Z</0xE2><0x82><0x9>X (X: 元素符号, A: 质量数, Z: 质子数)
    • 示例: ¹²₆C, ¹³₆C, ¹⁴₆C
  • 同位素: 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素。
    • 特点:
      • 同一元素的不同同位素化学性质几乎完全相同。
      • 物理性质 (如相对原子质量, 密度等) 有差异。
    • 示例: 氢的同位素 (氕 ¹₁H, 氘 ²₁H, 氚 ³₁H), 碳的同位素 (¹²C, ¹³C, ¹⁴C), 氧的同位素 (¹⁶O, ¹⁷O, ¹⁸O)
  • 相对原子质量: 以 ¹²C 原子质量的 1/12 作为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比值。
    • 元素的近似相对原子质量 ≈ 质量数
    • 同位素的相对原子质量不同。
    • 元素的相对原子质量是按各种天然同位素的原子百分比计算的平均值。

• 3. 核外电子排布

  • 电子层 (能层): 核外电子是分层排布的。
    • 符号: K, L, M, N, O, P, Q...
    • 对应序号 (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...
    • 能量关系: 离核越近，能量越低；离核越远，能量越高 (K < L < M < ...)
  • 电子亚层 (能级): 同一电子层包含不同能量的电子亚层 (高一阶段常简化处理，重点关注电子层)。
  • 核外电子排布规律:
    • 能量最低原理: 电子尽可能先占据能量较低的电子层。
    • 各电子层最多容纳电子数: 第 n 层最多容纳 2n² 个电子 (n ≤ 4 时适用，n > 4 时实际未排满)。
    • 最外层电子数: 最外层电子数不超过 8 个 (K 层为最外层时不超过 2 个)。
    • 次外层电子数: 次外层电子数不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。
  • 原子结构示意图:
    • 圆圈表示原子核和内层电子。
    • 圈内数字表示核电荷数 (质子数)。
    • 弧线表示电子层。
    • 弧线上数字表示该电子层的电子数。
    • 示例:
      • Na (Z=11): +11) 2) 8) 1
      • Cl (Z=17): +17) 2) 8) 7
  • 最外层电子数与元素性质:
    • 最外层电子数决定元素的化学性质。
    • 稀有气体: 最外层 8 电子 (He 为 2 电子) 稳定结构，化学性质稳定。
    • 金属元素: 最外层电子数通常 < 4，易失去电子，显正价，具有还原性。
    • 非金属元素: 最外层电子数通常 ≥ 4，易得到电子 (或形成共用电子对)，显负价 (或正价)，具有氧化性。

二、 元素周期表

• 1. 元素周期表的结构

  • 周期: 横行，共 7 个周期。
    • 周期序数 = 原子核外电子层数。
    • 短周期: 第 1、2、3 周期。
    • 长周期: 第 4、5、6 周期 (第 6 周期含镧系)。
    • 不完全周期: 第 7 周期 (含锕系)。
  • 族: 纵行，共 18 个纵行。
    • 主族 (A族): 共 7 个 (ⅠA ~ ⅦA)。
      • 族序数 = 最外层电子数。
    • 副族 (B族): 共 7 个 (ⅢB ~ ⅦB, ⅠB, ⅡB)。
    • 第Ⅷ族: 包含 3 个纵行 (8, 9, 10 列)。
    • 零族 (0族): 稀有气体元素，位于第 18 列。
    • 镧系和锕系: 单独列出。
  • 区: s区, p区, d区, ds区, f区 (根据最后填充电子的亚层划分，高一常不作重点)。

• 2. 元素在周期表中的位置

  • 周期序数: 由电子层数决定。
  • 主族序数: 由最外层电子数决定。
  • 推断方法: 根据原子序数 (Z) → 核外电子排布 → 电子层数 (周期) 和最外层电子数 (主族)。

• 3. 元素周期表的意义

  • 是学习和研究化学的重要工具。
  • 体现了元素性质的周期性递变规律。
  • 可预测未知元素的性质。
  • 指导新物质、新材料的寻找与合成。

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第二节 元素周期律

一、 元素周期律的内涵

• 定义: 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
• 实质: 元素原子核外电子排布的周期性变化 (特别是最外层电子排布的周期性变化)。

二、 元素性质的周期性变化

• 1. 原子半径

  • 定义: 通常把原子半径看作是两个相同原子构成的单质分子中核间距的一半 (或金属晶体中相邻原子核间距的一半)。
  • 变化规律:
    • 同一周期 (从左到右): 原子半径逐渐减小 (核电荷数增大，核对外层电子吸引力增强)。
    • 同一主族 (从上到下): 原子半径逐渐增大 (电子层数增多，原子半径增大)。
  • 比较方法:
    • 同周期: Z 越大，r 越小。
    • 同主族: 电子层数越多，r 越大。
    • 电子层结构相同的离子: 核电荷数越大，半径越小 (如 O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺)。
    • 同种元素: 阳离子半径 < 原子半径 < 阴离子半径 (如 Na⁺ < Na, Cl < Cl⁻)。

• 2. 主要化合价

  • 最高正化合价:
    • 规律: 主族元素的最高正化合价 = 其族序数 (O, F 除外)。
    • 同一周期 (从左到右): 最高正化合价从 +1 递增到 +7。
    • 同一主族: 最高正化合价通常相同。
  • 最低负化合价:
    • 规律: 非金属元素的最低负化合价 = 最外层电子数 - 8 (或 = 族序数 - 8)。
    • 同一周期 (从右到左，对非金属): 绝对值逐渐减小。
    • 同一主族: 最低负化合价相同。

• 3. 元素金属性和非金属性

  • 金属性: 元素原子失去电子的性质。
    • 体现:
      • 单质与水或酸反应的剧烈程度。
      • 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
    • 变化规律:
      • 同一周期 (从左到右): 金属性逐渐减弱。
      • 同一主族 (从上到下): 金属性逐渐增强。
    • 比较依据:
      • 单质与水(或酸)反应越剧烈，金属性越强 (如 Na > Mg > Al)。
      • 最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强 (如 NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃)。
      • 金属间的置换反应: 活泼金属能置换不活泼金属 (如 Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu，Zn 金属性 > Cu)。
      • 原电池中作负极的金属金属性更强。
      • 电解时阳离子先放电的金属金属性更弱。
  • 非金属性: 元素原子得到电子 (或形成共用电子对) 的性质。
    • 体现:
      • 单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性。
      • 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
    • 变化规律:
      • 同一周期 (从左到右): 非金属性逐渐增强。
      • 同一主族 (从上到下): 非金属性逐渐减弱。
    • 比较依据:
      • 与 H₂ 化合越容易，生成氢化物越稳定，非金属性越强 (如 F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂； HF > HCl > HBr > HI)。
      • 最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性越强 (如 HClO₄ > H₂SO₄ > H₃PO₄ > H₂SiO₃)。
      • 非金属单质间的置换反应: 活泼非金属能置换不活泼非金属 (如 Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂，Cl 非金属性 > Br)。
      • 阴离子还原性越弱，对应非金属元素的非金属性越强。

• 4. 递变规律的应用

  • 预测元素性质: 根据元素在周期表中的位置，预测其原子结构、主要化合价、金属性/非金属性、原子半径等。
  • 指导物质合成: 寻找优良的催化剂、半导体材料、耐高温、耐腐蚀合金等。
  • 解释化学现象: 用元素周期律解释元素性质的相似性和递变性。

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第三节 化学键

一、 化学键的概念

• 定义: 使离子相结合或原子相结合的作用力。
• 成键原因: 原子倾向于达到稳定结构 (通常是最外层 8 电子或 2 电子的稳定结构)。
• 分类: 主要包括离子键和共价键。

二、 离子键

• 定义: 阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
• 形成过程:
  • 活泼金属原子失去电子形成阳离子 (如 Na → Na⁺ + e⁻)。
  • 活泼非金属原子得到电子形成阴离子 (如 Cl + e⁻ → Cl⁻)。
  • 阴、阳离子通过静电引力结合 (Na⁺ + Cl⁻ → NaCl)。
• 形成条件: 通常由活泼金属元素 (如 ⅠA, ⅡA 族) 和活泼非金属元素 (如 ⅥA, ⅦA 族) 之间形成。
• 存在: 存在于离子化合物中。
• 离子化合物:
  • 定义: 由阳离子和阴离子通过离子键构成的化合物。
  • 常见类型: 强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物 (如 NaOH, NaCl, MgO)。
  • 性质:
    • 通常具有较高的熔点和沸点。
    • 硬度较大，质脆。
    • 固态时不导电，熔融状态或溶于水时能导电 (电解质)。
  • 电子式表示: 用电子式可以表示离子键的形成过程和离子化合物的结构。
    • 示例: NaCl 的形成 Na· + ·Cl: → [Na]⁺ [:Cl:]⁻

三、 共价键

• 定义: 原子之间通过共用电子对形成的化学键。
• 形成过程: 原子提供电子形成共用电子对，使共用电子对在两个原子核之间运动，从而使原子结合。
• 形成条件: 通常由非金属元素原子之间形成，或非金属原子与部分金属原子之间形成。
• 分类:
  • 极性共价键 (极性键): 由不同种非金属原子形成的共价键，共用电子对偏向吸引电子能力较强 (非金属性较强) 的原子。
    • 示例: H—Cl (电子对偏向 Cl), H—O (电子对偏向 O)
  • 非极性共价键 (非极性键): 由同种非金属原子形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子。
    • 示例: H—H, Cl—Cl, O=O, N≡N
• 存在: 存在于共价化合物和某些单质 (如 H₂, Cl₂, N₂) 中。
• 共价化合物:
  • 定义: 分子内原子间主要以共价键结合形成的化合物。
  • 常见类型: 酸、多数非金属氧化物、多数有机物 (如 HCl, H₂O, CO₂, CH₄)。
  • 性质:
    • 熔点、沸点通常较低 (相对离子化合物)。
    • 硬度较小。
    • 熔融状态下通常不导电。
    • 部分共价化合物溶于水能导电 (电解质，如 HCl)，部分不导电 (非电解质，如 CH₄)。
  • 电子式表示: 用电子式可以表示共价键的形成过程和共价分子的结构。
    • 示例:
      • HCl: H· + ·Cl: → H:Cl:
      • H₂O: H· + ·O· + ·H → H:O:H
      • Cl₂: :Cl· + ·Cl: → :Cl:Cl:

四、 化学键与物质类型

• 离子化合物: 只含离子键 (可能含有共价键，如 NaOH, Na₂O₂, NH₄Cl)。
• 共价化合物: 只含共价键。
• 单质:
  • 金属单质: 含金属键 (高一未深入)。
  • 非金属单质:
    • 稀有气体: 单原子分子，无化学键。
    • 其他非金属单质: 含共价键 (通常是非极性键)。
• 判断依据:
  • 根据成键微粒 (离子 vs 原子)。
  • 根据构成元素的种类 (活泼金属+活泼非金属 → 离子键；非金属+非金属 → 共价键)。

五、 化学反应与化学键

• 化学反应的实质: 旧化学键的断裂和新化学键的形成。
• 能量变化:
  • 断裂化学键需要吸收能量。
  • 形成化学键会释放能量。
  • 放热反应: 释放的总能量 > 吸收的总能量。
  • 吸热反应: 吸收的总能量 > 释放的总能量。

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