物质结构-元素周期律复习总结

1、蚇第一章物质结构 元素周期律总结膇一、原子结构膃核电荷数、核内质子及核外电子的关系 原子：核电荷数核内质子数原子核外电子数螁注意： (1) 阴离子：核外电子数质子数所带的电荷数肀阳离子：核外电子数质子数所带的电荷数薆 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羃说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：AZ + N蒈 (2)符号X的意义：元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子膈掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。羆 核外电子层能量不同蚄电子层数（n）薀1芆2蒅3蒄4蚁5虿6袄

2、7膄葿表示符号螇K芄L羅M蒀N腿O羇P莁Q薁芈离核远近能量高低蒇n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高膁 电子排布规律“一低四不超”荿二、元素周期律：莆（1）概念：元素的 随着 递增而呈周期性的变化，规律叫元素周期律。袆(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子 周期性变化的必然结果。袂(3)表现形式：莀核外电蝿子排布芅最外层电子数由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。蚂原子半径蒁原子半径由 到 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。袇主要蚅化合价莃最高正价由 递变到 ，（ ）艿负价，从 递变至 。(稀有气体元素化合价为零)，呈周期性变化。艿元素及化合物的性质膄同一

3、个周期内的元素，随原子序数的递增金属性 ，非金属性 ，最高氧化物的水化物的 渐弱， 渐强，呈周期性变化。这是由于同一个周期内的元素，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 ，使元素原子失电子渐 ，得电子渐 ，故有此变化规律。膃1、化合价的有关知识芀 最高正价数最外层电子数（ ） |最低负价|最高正价 莈 O、F一般无正价，金属元素无负价。袇 除个别元素外：价奇序奇，价偶序偶袃2、元素的金属性和非金属性强弱的判断依据莂 a单质与水（或酸）反应的难易：蒆 b最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：芇（1）金属性 c金属的相互置换： 薄d根据它们在周期表的位置：腿 e依据金属活动顺序表：

4、袈 f金属阳离子的氧化性强弱：蚆 a单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性：莄 b最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：芀（2）非金属性 c非金属的相互置换：羇 d根据它们在周期表的位置：肆 e非金属阴离子的还原性强弱：肅3、微粒半径大小的比较规律节 1、艿判断的依据 2、薅 3、袅微粒半径的比较 1、同周期元素的原子序数越大的半径越 。（稀有气体除外）聿具体规律 2、同主族元素的原子电子层数多的半径越 。蒈 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增 。羄4、电子层结构相同离子，核电荷数越多的半径越 。莁记忆：电子层结构相同离子，阴上阳下 膀三、元素周期表：薆(1)莄肂膂袈肇螂罿肇蒆注意：列数和

5、族的关系薂肁(2)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：(重点)荿羆芃膂蒇莅肃衿袀螅螄羁羈膄薄肂(3)元素周期表的应用：肇预测元素的性质（由递变规律推测）：给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、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。袇解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。芄 活泼的非金属位于周期表右上角； 活泼的金属位于周期表左下角； 金属非金属元素交界处是两性元素区，按周期表的位置寻找元素，启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。如：催化剂通常在 元素及其化合物中寻找，半导

6、体材料通常在 元素中寻找，研制新农药通常在 元素的化合物中进行研究。衿序差规律：葿、A、B两元素分属同周期的A族和A族，若A的原子序数为x，则B的原子序数可能为 ： (二、三周期) （四、五周期） （六周期）莇II、同一主族相邻两周期的元素的原子序数的大小关系羅 袁 薇2、核素和同位素的区别和联系：螆(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。蒁(2)同位素：同一元素的不同核素互称同位素。 160、17O、180是氧的三种核素，互为同位素。羂(3)许多元素具有多种同位素： 可以利用U制造原子弹和作核反应堆的燃料；利用放射性同位素给金属制品探伤，抑制马铃薯和洋葱等发芽，延长贮存保鲜

7、期。在医疗方面，可以利用某些核素放射出的射线治疗癌肿等。羀(4)同位素的特点膅说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同芁(2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数螀(3)同位素的特性：物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的(4)氢元素的三种同位素：氕H(特例：该原子中不含中子)、氘H (或D)、氚H(或T)(5)元素的相对原子质量（也称为平均相对原子质量）元素的相对原子质量是指某元素各种同位素的原子量与该同位

8、素原子所占的原子个数百分比的乘积之和；即元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。 =A1a1%+A2a2%+表示某元素的相对原子质量 A1、A2为同位素相对原子质量a1%、a2% 为同位素的原子百分数或同位素原子的物质的量分数（6）元素的近似相对原子质量（即元素的近似平均相对原子质量）上式中的同位素的原子量改为同位素的质量数进行计算，所得结果即元素的近似原子量。 四化学键离子键 使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键说明 (1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面(2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物电子式 在元素符

9、号的周围用小黑点(或)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式电子式的几种表示方法： (1)原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出例如：镁原子( )、铝原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、 (2)离子的电子式： 阴离子：书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子(H为2个电子)，外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na、镁离子Mg2等对于带正电荷的原子团，书写方法与阴离子类似如NH4电子式为(3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写(4)用

10、电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“”，再在右边写出离子化合物的电子式例如，用电子式表示MgBr2 、Na2S的形成过程：说明 含有离子键的物质：周期表中I A、IIA族元素分别与A、A族元素形成的盐；I A、A族元素的氧化物；铵盐，如NH4Cl、等；强碱，如NaOH、KOH等共价键原子间通过共用电子对所形成的相互作用由共价键形成的化合物叫做价化合物说明 共价键形成的表示方法：用电子式表示例如，用电子式表示HCl分子的形成过程：。注意a书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要达到8电子结构(H原子为2电子结构)例

11、如，HCl分子的电子式为。b由原子构成的分子与由阴、阳离子构成的离子化合物的区别如： HCl 、NaCl用结构式表示用短线(一根短线表示一对共用电子对)将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式如 NN、OCO等化学键 相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键说明 (1)化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键比如氢键 (2)离子键、共价键都属于化学键 以下无正文 仅供个人用于学习、研究；不得用于商业用途。 , , .For personal use only in study and research; not for commercial use.Nur