第一章物质结构元素周期表知识点总结

第一章物质结构元素周期律

1.原子结构（C）

（代表一个质量数为A，质子数为Z的原子）

⑴原子的组成

核外电子 e = Z

原子核质子Z

中子N(A—Z)

核电荷数（Z）== 核内质子数（Z）== 核外电子数== 原子序数

质量数（A）== 质子数（Z）＋中子数（N）

阴离子的核外电子数== 质子数＋电荷数（—）

阳离子的核外电子数== 质子数- 电荷数（＋）

⑵区别概念：元素、核素、同位素

元素：具有相同核电荷数（即质子数）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的

互称；

也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。

⑶元素的相对原子质量

①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。

②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。即：元素的相对原子质量A r == A r1·a%＋A r2·b% ＋…

⑷核外电子的电子排布（了解）

①核外电子运动状态的描述

电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。

电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，

电子层符号K L M N O P Q

电子层序数n1234567

离核远近近——→远

能量高低低——→高

②原子核外电子排布规律

每一层电子数最多不超过2n2；

最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；

核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。

电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N 层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。(只有前3层)

⑸ 原子结构示意图的书写 2. 元素周期表（B ）

⑴ 元素周期表见课本封页 ⑵ 元素周期表的结构分解

⑴ 定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 ⑵ 实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。 ⑶ 内容

现周期性变化； ⑷ 元素周期表中元素性质的递变规律

非金属性逐渐增强逐渐减弱

主要化合价

最高正价（＋1 →＋7）

非金属负价== ―（8―族序

数）

最高正价== 族序数

非金属负价== ―（8―族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱

对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

非金属气态氢化物

的形成难易、稳定性

形成由难→易

稳定性逐渐增强

形成由易→难

稳定性逐渐减弱

碱金属、卤素的性质递变

⑸几个规律

1、元素金属性强弱的判断：

①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性越强）

②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性越强）

③金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性越强）

④金属单质之间的置换（金属性强的置换金属性弱的）

⑤金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）

2、元素非金属性强弱的判断：

①单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性越强）

②形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强）

③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性越强）回忆金属性的比较，置换反应：金属性强的置换金属性弱的，同样

④非金属单质之间的置换（非金属性强的置换非金属性弱的）

回忆金属性的比较，金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）同样

⑤非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性越强）

3、半径比较三规律：

(1)同一种元素的微粒看核外电子数。核外电子数越多，微粒半径越大。（核电荷数相同，对核外电子吸引相同，核外电子数越多，所占区域越大）

如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；

(2)电子层结构相同时，比核电荷数。核电荷数越大（对核外电子吸引越大，体积缩小），微粒半径越小。

如: r(F－)＞r Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)；

(3)同周期元素原子（电子层数不变，核电荷数增加，吸引变大）半径随原子序数递增逐渐减小。同主族元素（增加电子层）原子和离子半径随原子序数递增逐渐增大。

4、元素化合价规律

最高正价== 最外层电子数，非金属的负化合价== 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

F无正价，O无最高正价（+6），OF2（O +2价）；金属元素只有正价；

三、化学键

①离子键与共价键的比较

离子键共价键

概念阴、阳离子间通过静电作用所形成

的化学键原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键

成键微粒离子（存在阴阳离子间和离子晶体

内）

原子（存在分子内、原子间、原子晶体内）

作用本质

阴、阳离子间的静性作用共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用

形成条件活泼金属和活泼非金属化合时形成

离子键

非金属元素形成的单质或化合物形成共价键

决定键能大小因素①离子电荷数越大，键能越大；②

离子半径越小，键能越大

①原子半径越小，键能越大；②键长越短，

键能越大

影响性质离子化合物的熔沸点、硬度等分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等实例

共价键极性共价键非极性共价键

定义不同元素的原子形成的共价键，

共用电子对（电子云重叠）发生

偏移的共价键

同种元素的原子形成共价键，共用

电子对（电子云重叠）不发生偏移

原子吸引电子

能力

不相同相同成键原子电性显电性电中性

影响性质极性分子或非极性分子非极性分子

实例H—Cl H—H、Cl—Cl 三、范德华力、氢键

存在范围作用

本质

作用

强弱

决定键能大小因素影响性质

范德华力分子间和分子晶

体内

电性

引力

弱

结构相似的分子，其式

量越大，分子间作用力

越大。

分子晶体的

熔沸点、硬度

等

氢键分子间和分子晶

体内

电性

引力

弱

（稍

强）

分子晶体的

熔沸点

⑶化学反应的实质：