第一种复习思路]
一、 本章复习要求。
1．掌握原子结构的初步知识，掌握同位素的概念和应用；了解质量数、同位素的相对原子质量、元素近似相对原子质量、元素的相对原子质量的联系与区别。
2．掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。
3．掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化及其本质。
4．熟练掌握周期表的结构；掌握同周期、同主族元素性质的递变规律；掌握原子结构、元素性质和元素在周期表中位置的相互关系。
5．掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键以及分子间作用力等概念。
二、本章知识网络。
第一节原子结构。
1．质子、中子、电子三者在数量、质量和电性上的相互关系。
(1)质子数决定元素种类。
(2)质子数和中子数决定原子种类。
(3)代表一个质量数为a质子数为z的原子。而ca2+代表钙离子，kcl03表示氯元素的化合价为+5价。
(4)在原子中：质量数=质子数+中子数，核电荷数=质子数=核外电子数。
2．电子运动的描述方法。
(1)利用统计学的方法，以每一个电子在原子核外空间某处出现机会的多少来描述原子核外电子运动状态。
(2)对“电子云”图的认识。
a．电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。
b．电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，人们形象地称为“电子云”。
c．在离核越近处单位体积内电子出现的机会越多，“电子云”(小黑点表示)密度越大；相反离核越远的单位体积内电子出现的机会越少，“电子云”密度越小。
3．核外电予排布的一般规律。
(1)各电子层最多容纳的电子数为2n2；
(2)最外层不超过8个电子(只有第一层时最多2个电子)；次外层不超过18个电子，倒数第三层不超过32个电子。
(3)核外电子总是尽先排布在能量最低(离核最近)的电子层里，然后由里到外依次排布在能量较高的电子层里。
4．核外电子最外层电子数与元素化学性质的关系：
(1)稳定结构与不稳定结构：通常把最外层8个电子(只有k层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。
当元素的原子最外层电子数小于8时(k层小于2个)是不稳定结构，在化学反应中，它们总是“想方设法”通过各种方法趋向达到相对稳定结构。
(2)元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系：原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。金属元素的原子最外层电子数一般(指大多数)少于4个，在化学反应中比较容易失去电子而达到相对稳定的结构，表现出金属性；而非金属元素的原子最外层一般多于4个电子，在化学反应中容易得到电子而达到相对的稳定结构，表现出非金属性。
第二节元素周期律。
1．元素周期律的实质及内容：
(1)元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。
(2)元素周期律包括三个方面的内容，一是核外电子排布的周期性变化，二是原子半径的周期性变化，三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。
2．几种关系量。
(1)最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正价数。
(2)｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)
(3)元素性质呈周期性变化。
原子的最外层电子数由1→8
元素的原子半径由大→小(稀有气体突然增大，但标准不一样)
主要化合价正价+1→+7
负价—4→1
3．金属性、非金属性强弱的判断原则。
金属性强弱的判断原则。
①元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度。
②元素的单质的还原性(或离子的氧化性)
③元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱。
非金属性强弱判断原则。
①与h2反应生成气态氢化物的难易或反应的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱。
②元素最**氧化物对应的水化物酸性强弱。
③单质的氧化性(或离子的还原性)强弱。
注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。例如i－有较强的还原性而不是金属性；ag+有氧化性而不是非金属性。
第三节元素周期表。
1．元素周期表的结构。
(1)周期：由电子层数决定，7个横行为7个周期。短周期指三个周期；长周期有三个周期；第7周期未排满，称作不完全周期。
(2)族：18个纵行，共16个族：7个主族、7个副族、1个零族，1个第ⅷ族。
主族有第纵行，依次为ia、ⅱa、ⅲa、ⅳa、va、ⅵa、ⅶa；副族有第纵行，依次称为ⅲb、ⅳb、vb、ⅵb、ⅶb、ib、ⅱb；第18纵行为零族；第纵行为第ⅷ族。
2．由序数确定位置的方法。
由给定的原子序数与就近的稀有气体元素的原子序数的差值推出所在周期与族。
3．元素周期表的规律。
(2)若主族元素族序数为m，周期数为n，则：当m／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m／n=1时，为两性元素(氢除外)，其氧化物的水化物显两性；当m／n>1时，为非金属元素，其最**氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m／n值越大，元素的非金属性越强，其最**氧化物对应的水化物的酸性越强。
(3)对角线规则。
周期表中a、b两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。如be
和al单质在常温下均能被浓h2s04钝化；beo和al203均显示两性；a1c13 b
和becl2均为共价化合物等。
(4)微粒半径的大小：
a．同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。
b．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。
c．同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大。
d．同电子层结构的各种微粒，核电荷数越大，离子半径越小。
另外还需注意：电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径；而电子层数多的阳离子半径则不一定大于电子层数少的阴离子半径。
4．核素与同位素。
(1)相对原子质量的计算：
元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。
＝arl*a1％+ar2＊a2％+
其中ar1、ar2…为各种同位素的相对原子质量，a1％、a2％…为同位素的原子数百分比或同位素的原子的物质的量分数但不是质量分数。
(2)同位素的特征：
①同一元素的各种同位素(原子)虽然质量数不同，但化学性质几乎完全一样；②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
第四节化学键。
1．离子键。
(1)定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
(2)成键条件：
a．ia、ⅱa族的金属元素(如li、na、k、mg、ca等)与ⅵa、ⅶa族的非金属元素(如：0、s、f、cl、br、i等)之间。
b．金属阳离子与某些带电的原子团之间(如na+与0h—、so42-等)。
(3)影响离子键强弱的因素：
a．影响离子键强弱的因素有：离子的半径和电荷，即离子半径越小、带电荷越多，阴阳离子间的作用就越强。
b．强弱与性质的关系：影响该离子化合物的熔沸点、溶解性等。
2．共价键。
(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
(2)形成元素：非金属与非金属原子间；某些不活泼金属与非金属之间。
第五节非极性分子和极性分子。
1．非极性共价键与极性共价键。
(1)非极性共价键即a—a型键，要求成键的两个原子相同，共用电子对不偏向任何一方。如h—o—o—h中的o—o键。它可以存在于单质分子中，也可以存在于化合物分子中，在离子化合物也可能存在。
(2)极性共价键即a—b型键，要求成键的两个原子不同，共用电子对因一方吸引电子能力较强而偏向该方。两个原子吸引电子能力相差越大，该共价键的极性越强。
2．极性分子与非极性分子。
(1)极性分子中一定存在极性键。
(2)非极性分子中可以存在极性键，也可以存在非极性键。
(3)以极性键结合的多原子分子是否是极性分子，决定于分子中各键的空间排列。例：a—b型分子一定属极性分子，b—a—b型(ab2)若为直线型则无极性ab3b b
型若为平面三角型(键的夹角为120)则无极性， b—a—b(ab4)型若为正四面体或正方型。
b夹角为11828’或90 )则无极性。
3．分子间作用力。
(1)分子间作用力决定了一类物质的熔点、沸点、溶解度等。
(2)组成结构相似时，分子间作用力的大小决定相对分子质量的大小。
(3)当键的极性很强时，如o—h、h—f、n—h，则存在氢键，比分子间作用力要大。
第二种复习思路]
第五章复习内容。
第五章考点分析。
本章内容是中学化学重要的基本理论之一，是学习化学必须掌握的基础知识，它在整个中学化学教材中占有重要的地位，所以在历年高考中均占有较大的比重。
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