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第一章

物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表

一、周期表

原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数

1、依据 : 横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列

纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列

2、结构

核外电子层数 元素种类

第一周期 1 2 种元素

短周期 第二周期 2 8 种元素

周期 第三周期 3 8 种元素

元

（7 个横行） 第四周期 4 18 种元素 素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素

周 长周期 第六周期 6 32 种元素

期 第七周期 7 未填满

表 主族：Ⅰ A ～Ⅶ A 共 7 个主族

族 副族：Ⅲ B ～Ⅶ B 、Ⅰ B ～Ⅱ B ，共 7 个副族

（18 个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B 之间 （16 个族） 零族：稀有气体

※周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数

注意：1. 非第 IIA 族和第 III A 族的同周期相邻主族元素原子序数一定差 1，同周期的第 II A 族和第 III A 族原子序数差从第二到第七周期依次为 1、1、11、11、25、 25. 2. 各周期 0 族元素的原子序数： 2 10 18 36 54 86 118 3. 同主族相邻周期的原子序数之差：左上右下规律。

即过渡元素左侧（第 IA 族第 IIA 族），同主族上下相邻的元素原子序数差等于上面

元素所在周期包含的元素种类数，如

Na 和 K 原子序数差等于 Na 所在第三周期的元素

种类数 8；过渡元素右侧 ( 从第 III A 族到第 VII A 族、0 族）同主族上下相邻的元素原子

序数差等于下面元素所在周期包含的元素种类数， 如 Cl 和 Br 原子序数差等于 Br 所在

第四周期元素种类数 18。 二． 元素的性质和原子结构

（一）碱金属元素：（第 IA 族除氢以外的金属）锂钠钾铷铯

Li Na K Rb Cs

1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个

递变性：从上到下，核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大

2、化学性质（ 1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）

4Li + O 点燃 O 2Na + O 点燃

O 2 Li 2

2

Na 2

2

2 Na + 2H

2O ＝

2NaOH + H ↑ 2K + 2H O

＝ 2KOH + H ↑

2

2

2

2X + 2 H O ＝ 2 XOH + H

2 ↑(X 代表 Li Na K Rb Cs)

2

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总结：从上到下（从 Li 到 Cs ），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数

逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：氟氯溴碘 F Cl Br I

１、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 7 个

递变性：从上到下，核电核数增大，电子层数增多，原子半径增大

2、化学性质

（1）相似性：

-

+

① X+Ag==AgX ↓ (AgCl 白色沉淀， AgBr 为淡黄色沉淀， AgI 为黄色沉淀 )

② 卤素单质与氢气的反应：

Ｘ2 ＋ H 2 ＝ 2 HX

③ 与水反应： F +HO=====HF+O

X+HO=====HX+HXO (X 代表 Cl Br I)

2

2

2

2

2

④与某些还原性物质反应

SO 2能使溴水氯水碘水褪色： X 2+SO 2+2H0===2HX+HSO 4(X=Cl 、Br 、 I)

与变价金属（如铁）反应时，

F 、Cl 、Br 把铁氧化成高价卤化物

FeX,I 2只能生成低

2

2

2

3

价卤化物 FeI 2

（2）递变性

① 与氢气反应

从 F 2 到 I 2 ，卤素单质与 H 2 的剧烈程度依次减弱 ； 生成的氢化物的稳定性依次减弱。稳定性： HF>HCl>HBr>HI 酸性： HF(弱)

② 氧化性与还原性

2NaBr +Cl ＝2NaCl + Br

氧化性： Cl ________Br ；

还原性： Cl －

－

22

_____Br

2

2

2NaI +Cl

＝2NaCl + I

氧化性： Cl _______I ；

还原性： Cl － _____I －

22

2

2

2NaI +Br 2 ＝2NaBr + I

2

氧化性： Br 2_______I 2 ；

还原性： Br －

______I

－

22

2 2

, 阴离子的还原性： I -

> Br －

> Cl －

> F -

单质的氧化性： F >Cl >Br >I

结论：从上到下（从 F 到 I ），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。

三．核素

（一）

（1）质量数 ( A)= 质子数 ( Z)+ 中子数 ( N)= 原子的近似相对原子质量

（2）在化学上，我们用符号Z A X 来表示一个质量数为A，质子数为Z的 X 原子。

中子 N 个

原子核

质子Z 个

原子Z A X

核外电子Z 个

（二）核素

核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子

即为一种核素。

同位素：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

同位素物理性质不同，化学性质几乎完全相同。

判断：质子数相同，中子数不同的微粒一定是同位素吗？（不是）如：1416O

NH 与 H

32 4.元素的相对原子质量：元素各种同位素的丰度与其相对原子质量的乘积加和所得的

值。计算公式： _______________________________________________

4、同素异形体：同种元素形成的不同单质，互称为同素异形体。

如：红磷和白磷，金刚石和石墨，氧气和臭氧

第二节元素周期律

一. 原子核外电子的排布

（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

（2）各电子层最多容纳的电子数是 2n2（n 表示电子层）

（3）最外层电子数不超过 8 个；次外层电子数目不超过 18 个（ K 层为次外层时，最多不超过两个）；倒数第三层不超过 32 个。

常见具有“ 10 电子”的微粒

分子离子

一核 10 电子的Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2＋、Al 3＋

二核 10 电子的HF-

OH

三核 10 电子的H O-

NH

22

四核 10 电子的NH+

HO

33

+

常见具有“ 18 电子”的微粒

分子离子

一核 18 电子的Ar K+、 Ca2+、Cl -、S2-

二核 18 电子的2-22-

F 、HCl HS、O

三核 18 电子的H2S

四核 18 电子的PH3、H2O2

五核 18 电子的SiH4

六核 18 电子的N2H4、CH3OH

八核 18 电子的C2H6

二．元素周期律：

元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

※①元素的最高正价等于主族序数。（氟与氧无正价）。

※②非金属元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.

注意：氢元素与金属化合时，氢为 -1 价，如 NaH。与非金属化合时，氢为 +1 价, 如 HCl 三、同周期元素金属性与非金属性的递变

第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl Ar

(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加

(2)原子半径原子半径依次减小—

(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4＋ 5＋ 6＋7—

－4－3－2－1

(4)金属性、非金金属性减弱，非金属性增加—

属性

(5)单质与水或酸冷水热水与与酸反———

置换难易剧烈酸快应慢

(6)氢化物的化学——SiH4PH3H2 S HCl—

式

(7)与 H2化合的难——由难到易—

易

(8)氢化物的稳定——稳定性增强—

性

(9)最高价氧化物Na2O MgO Al 2O3SiO2P2O5SO3Cl 2O7—

的化学式

化学 NaOH Al(OH)H SiO HPO HSO HClO 最高(10)

3—

价氧式Mg(OH)2334244

2

化物(11)酸碱强碱中强碱两性氢弱酸中强强酸很强—

对应性氧化物酸的酸

水化(12)变化碱性减弱，酸性增强—

物规律

元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：

1.周期表中金属性、非金属

性之间没有严格的界线。在分界

线附近的元素具有金属性又具

有非金属性。

※ 2.金属性最强的在周期表的

左下角Cs；非金属性最强的在

周期表的右上角，是Ｆ。（两个

对角）

总结：※元素金属性的判断：

1.与水反应的难易程度 ( 越容易反应，金属性越强）

2.与水、酸反应的剧烈程度（越剧烈，越活泼、金属性越强）

3.最高价氧化物水化物（氢氧化物）的碱性（对应碱的碱性越强，金属性越强）例

如（碱性 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH) 3 , 可判断金属性 Na>Mg>Al)

※元素非金属性的判断：

1.与氢气反应的难易程度

（1）越容易反应，金属性越强；现象越剧烈，金属性越强；

（2）生成的氢化物越稳定，非金属性越强。如稳定性 HF>HCl>HBr>HI，可判断非金属性

F>Cl>Br>I 。

2.最高价氧化物水化物（最高价含氧酸）的酸性，酸性越强，非金属性越强。注意：

一定是最高价的含氧酸的比较。例如要比较Cl 和 S 的非金属性，应比较HClO4（Cl+7价）和 H2SO4（S+6 价）的酸性强弱，不能比较HClO4和 H2SO3（S+4 价）的酸性强弱。由酸性 HClO4>H2SO4 >H3PO4得出非金属性Cl>S>P,反之亦可推。

※粒子半径大小的比较

第一看

先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。

第二看

在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因

素。而核电荷数越多，其半径越小。

第三看

在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因

素。核外电子数越多，其半径越大

拓展：元素周期表中处于对角线位置的三对元素化学性质相似，分别为Li

第三节化学键

一．离子键

１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。

相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）

注：（1）成键微粒：阴阳离子间

（2）成键原因：电子得失

（4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键

2、离子化合物：像NaCl 这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

包括：大多数金属氧化物、强碱、大多数盐。

注意：① 离子化合物中一定含有离子键。② 离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。③离子化合物不一定含有金属元素，如铵盐。含有金属元素的不一定是离子化合物，如氯化铝④熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物

3、电子式：在元素符号周围用小黑点 ( 或× ) 来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

(1)原子的电子式：

(2)．阴阳离子的电子式：

阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如

+、2＋

等Na 、Mg

复杂阳离子：如

+

电子式：

4

NH

阴离子 : 标出最外层电子并加中括号和电荷、(3)．离子化合价电子式 :

二．共价键

1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。

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２．共价化合物：全部由共价键形成的化合物叫做共价化合物。（只含共价键不含离子键）包括非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸

４．共价键的分类：

非极性键：在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。

．．

极性键：在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。

．．

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

四、分子间作用力

⑴定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。⑵特点：①分子间作用力比化

学键弱得多；②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；

③只存在于由多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。但离子化合物和像二氧化硅、金刚石等原子晶体之间不存在分子间作用力。

⑶变化规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。例如，熔沸点： I 2＞ Br2＞Cl 2＞ F2。

五、氢键

⑴定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。

(2)存在作用：氢键存在广泛，如 H2O、NH3、HF等。氢键会使物质的熔点和沸点升高。

六、化学反应的实质：

一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

注意：化学反应中一定有化学键的断裂，但不是所有反应物中的化学键都被破坏。如：只破坏了离子键，而共价键未被破坏。

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短周期元素推断题突破口：

1 族序数等于周期序数的元素：H Be Al。

2.族序数等于周期序数 2 倍的元素： C 和 S。

3.族序数等于周期序数 3 倍的元素： O.

4.周期数是族序数 3 倍的元素： Na

5.最高正价与最低负价代数和为零的元素是： C 和 Si

6.地壳中含量最高的是氧，其次是硅，含量最高的金属是铝。

7.气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮

8形成化合物种类最多的元素是碳

9.最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。

10单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟。

11.简单气态氢化物与最高价氧化物的水化物能反应的元素是氮。

12.简单气态氢化物与低价氧化物能反应生成该元素单质的元素是硫。

13简单气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是氟。

14单质在常温下呈液态的非金属元素是溴 , 金属是汞。

15 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素是Be Al