物质结构元素周期律总结
化学：物质结构 元素周期律单元知识总结
物质结构元素周期律单元知识总结(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中：原子序数＝核电荷数＝＝阳离子中：质子数＝核外电子数+阴离子中：质子数＝核外电子数一原子、离子中：质量数(A)＝ (Z)+ (N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由决定。
原子种类由和决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由和决定。
元素中是否有同位素由决定。
与决定是原子还是离子。
原子半径由、和决定。
元素的性质主要由和决定。
(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素：。
最外层电子数等于次外层电子数的元素：。
最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是。
电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数3倍的元素：。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
电子层数与最外层电子数相等的元素：。
2．原子、离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。
(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。
(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
3．核素、同位素(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。
(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。
(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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为同位素(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：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）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 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(2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数)为Z的一个原子．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](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．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）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．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核得构成原子 A Z X核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数2、质量数将原子核内所有得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。
XA Z ——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)阳离子 a W m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m阴离子 b Y n -:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子得一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素得特点 ①化学性质几乎完全相同原子核核外电子 Z 个中子 (A -Z)个质子 Z 个②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般就是不变得。
练习:1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是( )A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4C.与氢元素得质子数相同D.该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得顺序就是___________ 。
3、现有b X n－与aY m＋两种离子,它们得电子数相同,则 a 与下列式子有相等关系得就是( )(A)b－m－n (B) b＋m＋n(C)b－m＋n (D) b＋m－n4、某元素得阳离子R n＋,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为( )(A)A－x－n (B)A－x＋n (C)A＋x－n (D)A＋x＋n三、元素周期表得结构．．．．．．．．1、编排原则:①按原子序数递增得顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．得各元素从左到右排成一横行．．。
《物质结构_元素周期律》知识点总结
《物质结构_元素周期律》知识点总结元素周期律是化学的基础理论之一，用于描述元素的组成和性质。
接下来，我将对《物质结构_元素周期律》的知识点进行总结。
1.元素周期律的历史元素周期律最早由俄国化学家孟德莱耶夫于19世纪提出，他将已知元素按照原子质量的增加顺序进行排列，发现元素的性质会随着原子质量的增加而周期性变化。
2.元素周期表的构成元素周期表是以元素的原子序数（也称为核电荷数）为基础的表格。
它将元素按照原子序数逐个排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
元素周期表的主要组成部分有：元素符号、原子序数、元素名称、相对原子质量等。
3.元素周期表中的周期性规律元素周期表中的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、金属性等方面的变化。
其中，原子半径随着周期的增加而减小，电离能和电负性则随周期的增加而增大，金属性则随周期的增加而减弱。
4.元素分类元素根据电子结构和化学性质可分为金属、非金属和半金属。
金属具有良好的导电性、热导性和延展性，非金属则相对较差，而半金属则介于两者之间。
5.钡行和铂系元素除了8个主族之外，元素周期表中还有两个特殊的族：钡行和铂系元素。
钡行元素是位于周期表倒数第二行的元素，它们的电子结构较稳定，常见化合价为+2、铂系元素是位于周期表第八族的元素，它们具有良好的催化性能，通常用作催化剂。
6.化学键的特性化学键是原子间的相互作用力，主要有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子的转移产生的，共价键是由电子的共享产生的，金属键是由金属中的自由电子产生的。
不同类型的化学键具有不同的特性和强度。
7.元素的周期律规律和化学反应元素周期律的规律对于解释和预测化学反应也具有重要意义。
例如，元素周期表中元素的位置可以预测元素的化学性质和反应活性，为元素间的化学反应提供了依据。
8.伦纳德琼斯体系伦纳德琼斯体系是根据元素的电子结构和化学性质将元素划分为s、p、d、f四个区域的分类法。
根据该分类法，元素的化学性质和反应方式有明显的规律性。
物质结构 元素周期律
第一章 物质结构、元素周期律 知识梳理一、原子结构原子 AZ X 中，Z 为 ，A 为 ，中子数为 ，核外电子数为 。
例：3717Cl -中的质子数是 ，质量数是 ，中子数是 ，核外电子数是 。
同位素 相同而 不同的同一元素的不同原子之间的互称。
例：氕（11H ）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）互为 （2012统测） C 126 C 136 C 146 互为二、元素周期表周期序数= ，主族序数=主族元素的最高正化合价= = ，主族元素的最低负化合价= 8- 。
碱金属元素：最外层电子都是 ，这些元素的化合价都是 价，从锂到铯（从上到下）：原子半径 Li Na K Rb Cs ； 金属性（或单质还原性）Li Na K Rb Cs ；与水反应的剧烈程度 Li Na K Rb Cs ；最高价氧化物对应水化物碱性 LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 钠与水：2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑，钾与水：2K+2H 2O==2KOH+H 2↑，可写出离子方程式： 卤族元素卤族元素最外层电子数都是 ，这些元素的最低化合价均为 价，从F 到I ，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
从F 到I ，原子半径：F Cl Br I ； 非金属性（或单质氧化性）：F Cl Br I ；与氢气反应的容易程度：F 2 Cl 2 Br 2 I 2；稳定性：HF HCl HBr HI ；还原性： F - Cl - Br - I -；无氧酸的酸性：HF<HCl<HBr<HI ；含氧酸酸性：HClO 4>HBrO 4>HIO 4粒子半径大小的比较（1）同周期元素的原子半径随着核电荷数的增大而逐渐 （稀有气体除外）。
例：Na Mg Al Si ， Na + Mg 2+ Al 3+（2）同主族元素的原子半径随核电荷数增大而逐渐 。
例：Li Na K ， Li + Na + K +（3）核外电子排布相同的离子半径随核电荷数的增加而 。
第四章 物质结构 元素周期律 知识点总结
电子层: 一(能量最低) 二Fra bibliotek三 四 五 六 七
对应表示符号:
K
LMNOPQ
3.元素、核素、同位素
元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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为同位素。(对于
原子来说)
二、元素周期表
编排原则:
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
－4 －3 －2 －1
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置 冷水 热水与 与酸反
——
—
换难易
剧烈 酸快 应慢
(6)氢化物的化学式 (7)与 H2 化合的难易 (8)氢化物的稳定性
—— —— ——
SiH4 PH3 H2S HCl —
由难到易
—
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O —
CsOH
(Ⅲ)
金属性:Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
非金属性:F＞Cl＞Br＞I
还原性(失电子能力):Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力):Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs
氧化性:F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性:F－＜Cl－＜Br－＜I－
＋
酸性(无氧酸):HF＜HCl＜HBr＜HI
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法:
质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素
11Na 12Mg
13Al
14Si
15P
16S 17Cl 18Ar
知识点总结化学物质结构
第一章物质结构元素周期律一、原子结构1、原子A ZX中，质子有Z 个，中子有A-Z 个，核外电子有Z 个。
2、质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）原子中：原子序数= 核电荷数= 质子数= 核外电子数阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数+ 离子电荷数阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数- 离子电荷数3、电子层划分电子层数 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N O P Q离核距离近远能量高低低高4、核外电子排布规律（一低四不超）（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是2n2 个(n表示电子层)（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称核电荷数决定元素种类核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子之间的互称。
例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。
例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等6、粒子半径大小的比较（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。
例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。
例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+ （3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。
例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。
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物质结构元素周期律总结1．对原子的组成和三种微粒间的关系AZX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。
质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。
核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数。
！2．原子核外电子分层排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
【(2)最外层电子数得失电子趋势元素的性质金属元素＜4易失】金属性非金属元素＞4易失非金属4．1～20号元素微粒结构的特点(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
!(2)核外有10个电子的微粒：①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。
③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。
(3)元素的原子结构的特殊性：①原子核中无中子的原子： 11H。
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be 、Al 。
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be 。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、P。
5．从质量、电性两个方面来认识原子结构（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。
所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。
.（2）组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。
在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；质量数A．＝质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数＝质子数—电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。
6．全面掌握周期表中的元素性质递变规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数、逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径，逐渐减小逐渐增大性质化合价最高正价由+1→+7!负价数＝-(8-族序)最高正价、负价数相同最高正价＝族序数元素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强《非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱单质的氧化性还原性减弱氧化性减弱—还原性氧化性增强还原性增强最高价氧化物对应的水化物的酸性碱性酸性增强—碱性减弱酸性减弱碱性增强气态氢化物稳定性渐增渐减^①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。
②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱失电子能力增强，得电子能力减弱金属性增强，非金属性减弱。
电子层数相同，质子数越大原子半径越小原子核对核外电子的引力越强失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强。
③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。
可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge 等。
④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be 位于第二周期ⅢA 族与铝斜线相对。
已知Al 显两性，则可推知Be 也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。
7．微粒半径的比较规律 ）(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外) (2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大 (3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径 (4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小 (5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。
(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。
8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法 （1）单质、化合物的性质、实验判断法:对于金属性：①金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。
②金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。
③金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。
④若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。
此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。
对于非金属性：$①单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
②非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。
③非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
④若非金属单质Xn 能将非金属阴离子Y m-从其盐溶液中置换出来，则X 的非金属性比Y 的强（注意，这里的盐溶液就是指Y m-型的盐，不是任何形式的盐）。
(2) 主族元素的经验公式K ＝nm（其中m 是最外层电子数，n 为电子层数）巧断法： ①当K ＜1时，元素显金属性，且K 值越小，元素的金属性越强 ②当K ＝1时，元素显两性。
③当K ＞1时，元素显非金属性，且K 值越大，元素的非金属性越强。
￥9．元素性质、存在、用途的特殊性(1)形成化合物种类最多的元素是C；单质是自然界中硬度最大的物质的元素是C；(2)空气中含量最多的元素是N；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
(3)地壳中含量最多的元素是O；气态氢化物的沸点最高的元素是O；氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
(4)地壳中含量最多的金属元素是Al。
(5)最活泼的非金属元素是F；无正价的元素且无含氧酸的非金属元素是F；气态氢化物（其水溶液）可腐蚀玻璃的元素是F；气态氢化物最稳定的元素是F；阴离子的还原性最弱的元素是F。
(6)自然界中最活泼的金属元素是Cs；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素是Cs；阳离子氧化性最弱的元素是Cs。
(7)焰色反应呈黄色的元素是Na。
$(8)焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素是K。
(9) 单质最轻的元素：H。
(10)最轻的金属元素：Li。
(11)常温下单质呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。
(12) 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：Be、Al。
10．核素和同位素(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。
如816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。
《(3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。
(4)同位素的特点①同种元素，可以有若干种不同的核素。
至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④817O是一种核素，而不是一种同位素。
816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。
;⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
11．元素化合价的规律：(1)所有元素都有零价(2)主族元素原子的最外层电子数等于元素的最高正价(3)只有非金属主族元素才有负价，且最低负价数+最高正价数＝8(氢除外)(4)若原子的最外层电子数为偶数，则元素的正常化合价为一系列偶数；若原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列奇数。
12.元素周期表的应用(1)预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
解答的关键是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
\(2)启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
13. 离子键(1)离子键是一种静电作用：①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。
②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。
(2)离子键的成键原因14．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。
（(1)成键的微粒：一般为非金属原子(相同或不相同)。
(2)键的本质：原子间通过共用电子对产生的强烈的相互作用。
(3)键的形成条件：一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过形成共用电子对成键。
(4)键能：分子中所含键的键能越大，分子越稳定。
(反应物总键能-生成物总键能)＞0，反应吸热。
(反应物总键能)-生成物总键能＜0，反应放热。
15．电子式；用来表示原子、离子或分子的最外层电子状况一种化学符号。
①原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。
如￥②阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“［］”括起来，并也要在右上角标“n-”电荷字样。
例如：氧离子：氟离子：③阳离子的电子式：不画离子最外层电子数，只要写出离子符号。
例如：钠离子：Na+镁离子：Mg2+钡离子：Ba2+④原子团的电子式：不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“［］”括起来，并在右上角标出“n-”或“n+”电荷字样。