物质结构与元素周期律z知识点复习

第一章物质结构与元素周期律（复习）

第一节元素周期表

一、元素周期表

1、1869年，俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表，元素周期表中元素排序依据由原来的相对原子质量改为原子核电荷数排序。

2、原子：原子序数=核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数

注意：阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数

阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数

3、元素周期表结构：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列而成的一个横行，叫做一个周期．在周期表中，将最外层电子数相同的元素从上到下按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．

（1）

（2）周期序数＝电子层数，主族序数=最外层电子数=最高正化合价（3）元素周期表族序数和列序数

a 、第Ⅷ族包括第8、9、10三列，它和0族既不属于主族也不属于副族。

b 、在元素周期表的中部，从ⅢB 到ⅡB 共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．（在长周期里）

c 、镧系、锕系均包括15种元素，且都在第ⅢB 族，故该族元素种类最多。 4、常见族的特别名称

第ⅠA 族(除H 外)（碱金属）元素，第ⅦA 族（卤族）元素，0族（稀有气体元素），第（Ⅷ）族和（副族）称为过渡元素。 二、 元素的性质与结构 1

、 碱金属元素

（1）物理性质：除铯（略带金属光泽）外都是银白色、质软；密度

都很小，呈逐渐增大趋势（K 除外）；熔沸点逐渐降低。

（2）原子结构：相同:最外层电子数都为1 不同：从Li →Cs 核电数

逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大

（3）化学性质：最外层电子数都为1，容易失去一个电子，它们化

学性质相似，表现为都能与氧气、氯气、水反应，从Li →Cs 核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。单质还原性逐渐增强。

表现为：（1）与O 反应

（2）与Cl 2反应（M 为碱金属）

2M+ Cl2=2MCl

(3)与H2O（或者酸）反应

2M+2H2O=2MOH+H2↑

与水反应从Li→Cs越来越剧烈。

（4）最高价氧化物对应水化物碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 2、卤族元素

（1）物理性质：都有颜色，颜色：逐渐加深；状态:气→液→固；熔沸点:依次增高

（2）原子结构：相同:最外层电子数都为7 不同：从F→I核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大

（3）性质：最外层电子数都为7，容易得到一个电子，它们化学性质相似，表现为都能与氢气、水、碱金属反应，从F→I

核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增

大，得电子能力减弱，非金属性减弱，单质氧化性逐渐减弱。表现为：（1）与H2 反应（X为卤族元素）

X2+ H2=2 HX但反应条件越来越难，生成氢化物的稳定性也逐渐减弱即稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI

（2）与活泼金属反应（Na）2Na+X2=2Na X

（3）与H2O反应：X2+H2O=HX+HXO（X=Cl, Br, I）

2F2+2 H2O=4HF+O2

(4)与变价金属（Fe）反应：2 Fe+3 X2=2 Fe X3（X=F,Cl, Br）

Fe+ X2=Fe X2（X=I）

(5)最高价含氧酸酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4

(6)特殊性：a、氟元素无正价b、溴在常温下是唯一的一种液态非金属单质。c、碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。（检验碘单质）

3、金属性强弱的判断依据（1）、常温下与水反应的难易程度。与水反应越容易，金属性越强（2）、常温下与酸反应的难易程度。与酸反应越容易，金属性越强。(3）、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。（4）、同周期中，从左向右，随核电荷数的增加，金属性减弱。同主族中，从上到下，随核电荷数的增加，金属性增强。

4、非金属性强弱的判断依据（1）、气态氢化物的稳定性。氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强。（2）、与H2化合的条件，反应条件越容易。则对应元素的非金属性越强。（3）、最高价氧化

物对应水化物的酸性强弱，酸性越强对应的非金属性越强。（4）、同周期中，从左向右，随核电荷数的增加，非金属性增强。同主族中，从上到下，随核电荷数的增加非金属性减弱。

5、原子结构决定了元素的性质，性质是结构的反应。

三、核素

1、原子的表示方法

即，A Z X代表一个质量数为A，质子数为Z的X原子。

质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将原子核内所有的相对质量取近似整数值相加所得的数值即为质量数，用符号A 表示。质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

2、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做

一种核素．也就是说，每一种原子即为一种核素，如1

1H、2

1

H、12

6

C、

13

6

C等各称为一种核素．

[同位素] 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素．

(1)氢元素的三种同位素：氕1

1H(特例：该原子中不含中子)、氘2

1

H (或

D)、氚3

1

H(或T)．

(2)重要同位素的用途：2

1H、3

1

H 为制造氢弹的材料；235

92

U为制造原

子弹的材料和核反应堆燃料．

3、元素、核素、同位素和同素异形体的区别

[元素的相对原子质量] 按各种天然同位素原子的相对原子质量与其所占的原子百分比(摩尔分数)求出的平均值．

(1)元素的相对原子质量的求法：

设某元素有A、B、C三种同位素，其相对原子质量分别为M A、M B、M C……，它们的原子个数百分比分别为a%、b%、c%，则：该元素的相对原子质量＝M A×a% ＋M B×b％＋M C×c％＋……

(2)要特别注意对“元素的相对原子质量”、“原子的相对原子质量”、“原子的质量数”、“原子的质量”这四个概念的辨析．

第二节元素周期律

一、原子核外电子排布规律

(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……

(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n ＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．

二、元素周期律（第三周期）

1、核外电子排布规律

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个,由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。

2、化合价周期性变化：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现+1→+7，最低负化合价呈现-4→-1.

主族元素最高正价=主族序数=最外层电子数=价电子数

最低负价=主族序数-8

3、半径变化规律：同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。同一元素阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径

4、元素金属性与非金属性变化规律：（1）同周期：除稀有气体外，

同周期从左到右，金属性逐渐减弱（同周期金属性：Na＞Mg＞Al 金属性逐渐减弱，它们与水反应剧烈程度逐渐减弱，生成的最高

价氧化物对应的的水化物碱性减弱即碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3;）失电子能力减弱，金属单质还原性减弱（还原性Na＞Mg＞Al）；同周期从左到右非金属性逐渐增强（同周期非金属性Si＜P＜S＜Cl,氢化物稳定性增强即稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl;

生成最高价氧化物对应水化物的酸性增强即酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4），得电子能力逐渐增强，非金属单质氧化性逐渐增强。

（2）同主族：同主族从上到下，金属性逐渐增强（同主族碱金属从上到金属性增强即金属性Li＜Na＜K＜Rb＜Cs,它们与水反应的剧烈程度越来越剧烈，生成最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强即碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH），失电子能力逐渐增强，单质还原性逐渐增强。同主族，从上到下非金属性逐渐减弱（同主族卤族元素从上到下非金属性减弱即非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2,与氢气化合的能力越来越难，生成氢化物稳定性逐渐减弱即稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI,生成最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐减弱即HClO4＞HBrO4＞HIO4，氟无含氧酸）。得电子能力逐渐减弱，单质氧化性逐渐减弱（氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2）。

5、元素周期律内容：随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。元素周期律实质：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。

6、周期表右上角元素非金属性最强—F，周期表左下角元素金属性最强—Cs

7、金属与非金属分界线附近寻找半导体如硅，F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药，过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐腐蚀合金材料。第三节化学键

一、离子键

（1）定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键. （2）成键微粒：阴离子、阳离子

（3）成键本质：静电作用（吸引和排斥）

（4）成键条件：活泼金属（IA和IIA族）和活泼非金属（VIA和VIIA 族）之间.

（5）但是不是所有金属与非金属之间都能形成离子键如AlCl3，非金属元素之间也能形成离子键如NH4Cl。

（6）离子化合物：a、通过离子键而形成的化合物叫离子化合物。

b、离子化合物都是电解质。在熔融状态下：都可以导电（在水中：有的可以导电，有的不可以导电）。

c、常见的离子化合物：绝大多数盐：NaCl,CsCl,Na2O2,NH4Cl，强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2，金属氧化物：Na2O、CaO、K2O！并不是所有的酸、碱、盐。

d、离子化合物的形成：

e、常见的离子化合物的书写：

二、共价键

（1）定义：原子间通过共用电子对而形成的化学键。

（2）同种或不同种非金属元素之间一般能形成共价键。

（3）原子最外层缺几个电子达到8电子稳定结构，就形成几个共用电子对。

（4）常见共价键的电子式：

（5）常见共价键的结构式：H-H,H-Cl,O=C=O,

(6)极性键和非极性键

a、根据共用电子对是否发生偏移，把共价键又分为极性共价键和非极性共价键简称极性键和非极性键。在HCl分子的共用电子对中，因Cl原子的吸引电子能力强，故共用电子对偏向Cl原子一边，这样的共价键称为极性键，两个不同原子间的共价键都是极性键。在H2、Cl2、N2等单质分子中共用电子对居中而不向任何原子的一方偏移，这样的共价键称为非极性共价键，简称非极性键。两个相同的原子间的共价键都是非极性键。

b、判断极性键非极性键的依据：同种元素的原子之间形成的共价键一定是非极性键；不同种元素的原子之间形成的共价键一定是极性键。

（7）共价化合物中元素的化合价：由共用电子对偏移的方向和数目决定的。

（8）共价键存在于：a、共价化合物中构成共价化合物分子

b、非金属单质中构成单质分子

c、离子化合物的原子团中

(9)离子化合物与共价化合物的比较

三、化学键

（1）化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。

（2）化学键分类：①离子键②共价键：a、极性共价键b、非极性共

价键c、配位键③金属键

（3）化学反应的实质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。

注意：①稀有气体单质中不存在化学键；

②多原子单质分子中存在共价键；

③非金属元素组成的化合物分子中存在共价键（包括酸）；

④离子化合物中一定存在离子键，可能有共价键的存在（Na2O2、NaOH、NH4Cl），共价化合物中不存在离子键；离子化合物可由非金属构成，如：NH4NO3、NH4Cl 。

四、分子间作用力

（1）分子之间作用力：分子之间存在一种把分子集在一起的作用力。

（2）分子间作用力比化学键弱，对物质的熔点、沸点、溶解度等影响很大。（3）一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，

分子间作用力就越大，物质熔沸点也越高，比如卤素单质的熔沸点逐渐升高即熔沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2

五、氢键：氢键比化学键弱，但比分子间作用力强，分子间形成氢键会使物质熔沸点升高，出现反常比如：NH3、H2O、HF。