2014年高考如何复习一直都是考生们关注的话题，下面是精品学习网的编辑为大家准备的高考化学物质结构和元素专期率复习汇总

一、考纲要求

1.理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

2.以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。

3.理解离子键、共价键的涵义。了解键的极性。

4.了解几种晶体类型及其性质(离子晶体、原子晶体、分子晶体)。

5.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。

6.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系;以ⅠA和ⅡA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

二、知识结构

1. 原子结构及离子结构中各种基本微粒间的关系

原子种类微粒之间的关系

中性原子A

Z原子序数=核电荷数=核内质子数=

核外电子数质量数=质子数+中子数

阳离子A n+

Z原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数+n

阴离子A m-

Z原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数-m

2.同位素及相对原子质量

同

位

素定义具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素

特性1. 同一元素的各种同位素化学性质几乎完全相同.

2. 天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素的原子含量一般是不变的.

判定

方法它反映的是同种元素的不同原子间的关系.故单质、化合物间不可能是同位素。如H2和D2及H2O和D2O之间不存在同位素关系。只有质子数相同而中子数不同的原子才是同位素;如168O和188O是同位素，而且146C和147N不是同位素。

注意天然存在的元素中，许多都有同位素(但并非所有元素都有同位素)。因而发现的原子种数多于元素的种数。

相对原子质量和近似相对原子质量同位素的相对原子质量和近似相对原子质量按初中所学的相对原子质量的求算方式是：一个原子的质量与一个12C原子质量的 的比值。显然，所用原子质量是哪种同位素原子的质量，其结果只能是该同位素的相对原子质量。故该定义严格说应是同位素的相对原子质量。该比值的近似整值即为该同位素的近似相对原子质量，其数值等于该同位素的质量数。

元素的相对原子质量和近似相对原子质量因天然元素往往不只一种原子，因而用上述方法定义元素的相对原子质量就不合适了。元素的相对原子质量是用天然元素的各种同位素的相对原子质量及其原子含量算出来的平均值。数字表达式为 =M1×a1%+M2×a2%+……。若用同位素的质量数替代其相对原子量进行计算，其结果就是元素的近似相对原子质量(计算结果通常取整数)。我们通常采用元素的近似相对原子质量进行计算。

3. 原子核外电子排布规律核外电1各电子层最多能容纳2n2个电子

即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7

代表符号 K L M N O P Q

最多电子数 2 8 18 32 50 72 98

2最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。

3次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。

4核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。

项1. 以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。

2. 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。

法原子结构示意图和离子结构示意图要理解图中各符号的含义。例：氯原子， 圆圈内表示原子的质子数，要注意正号;弧线表示电子层， 弧线内数字表示该层中的电子数。

离子结构示意图中各符号含意一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如Cl-：

电子式电子式是在元素符号周围用小黑点或电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”的数目表 示该元素原子的 最外层电子数的式子。小黑点或“×”的数目即为该原子的最外层电子数。如 a、 、. l. 、 、. .

,: . 、: :

4.元素周期律

涵 义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。

实 质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。

核外电

子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。

原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。

价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：

最高正价数=最外层电子数

元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。

5.简单微粒半径的比较方法

1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小

例：rNa>rMg>rAl>rSi>rp>rs>rCl

2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。

例：rLi

1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.

例：rCl->rCl，rFe>rFe2+>rFe3+

2. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.

例：rO2->rF->rNa+>rMg2+>rAl3+

3. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.

例：rLi+

4. 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。

例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+>rNa+>rMg2+