《物质结构 元素周期律》知识小总结.pdf

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[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]
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AX的意义:表示
Z
元素符号为X,质量数为A,核电荷数(质子数),23Na中,Na原子
11
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,
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,
点不表示电子数,,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]
(1)在多电子原子里,电子是分层排布的.
电子层数(n)1234567
表示符号KLMNOPQ
离核远近能量高
n值越大,电子离原子核越远,电子具有的能量越高
低
(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,,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≤: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PCl中的P原子、BeCl中的Be原子、XeF中的Xe原子,等等,均不满足“八
524
隅律”,但这些分子也是稳定的.

[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)
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——,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)
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)
[***氧化物]既能跟酸反应生成盐和水,能跟碱反应生成盐和水的氧化物,叫做***氧又
、NaOH溶液都能发生反应:A1O+6H+=2A13++3HOA1O+2OH-
2323223
=2A1O-+HO
22
[***氢氧化物]既能跟酸反应能跟碱反应的氢氧化物,叫做***(OH)
3
与盐酸、NaOH溶液都能发生反应:Al(OH)+3H+=2A13++3HOA1(OH)+OH-=A1O-
3232
+2HO
2
[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]
NaMgAlSiPSCl
原子序数11121314151617
与沸水
与冷水
反应很部分溶
与冷水反应缓
单质与水(或酸)缓慢,于水,
剧烈反慢,与沸
的反应情况与冷水部分与
应水剧烈
不反水反应
反应
应,
磷蒸汽
反应光照或
非金属高温与氢气加热
条件点燃
单质与能反应
氢气化SiHPHHS
氢化物432HCl
合情况极不高温受热
稳定性很稳定
稳定分解分解
Al(OH)
3
最高价氧化物或
NaOHMg(OH)HSiOHPOHSOHClO
对应水化物2HAlO4434244
强碱中强碱33极弱酸中强酸强酸强酸
的碱(酸)性强弱***氢
氧化物
金属性、非金属
金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强
性
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.

[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,,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、:
①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,“A”
有7个,分别为IA、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,“B”,分别为IB、Ⅱ
B、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
,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
***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,
***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
,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
、非金属性增强;(或水)反应置换氢由易到难;
金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强);
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,、非金属性减弱;(或水)反应置换
氢由难到易。(气态氢化物的稳定性降低);
化物的水化物的酸性减弱、碱性增强.
③在元素周期表中,左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素;右上方的元素***(F)是非金属
性最强的元素;位于金属与非金属分界线附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等),既

(3)元素化合价与元素在周期表中位置的关系:
①在原子结构中,,
但过渡金属元素的价电子还与其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关.
②对于非金属元素,最高正价+最低负价的绝对值=8(对于氢元素,负价为-1,正价为+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,,每
一种原子即为一种核素,如1H、2H、12C、13C等各称为一种核素.
1166
注意核素有同种元素的核素(如1H、2H)和不同种元素的核素(如12C、37C1等).
11617
[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.
说明(1),
而中子数一定不同,质量数也不同.
(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.
(3)同位素的特性:①物理性质不同(质量数不同),化学性质相同;②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1H(特例:该原子中不含中子)、氘2H(或D)、氚3H(或T).
111
(5)重要同位素的用途:2H、3H为制造氢弹的材料;235U为制造***的材料和核反应
1192
堆燃料.
[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、M、M……,它们的
ABC
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%+M×b%+M×c%+……
ABC
(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.
[元素周期律和元素周期表的意义]
1869年,俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律,
世纪,随着原子结构理论的发展,元素周期律和周期表才发展为现在的形式.
(1)利用元素周期律,
测它们的原子结构和性质提供了线索.(2)利用元素周期律和元素周期表,在周期表中一定
,在周期表右上角寻找制造新品种农药的元素;在金属与非金属
的分界处附近寻找半导体材料;在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料;等
等.(3)元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性.

[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
:
(1)原子的电子式::
氢原子()、钠原子()、镁原子()、铝原子()、碳原子()、氮原子()、
硫原子()、氩原子().
(2)离子的电子式:
①阴离子:在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,-的电子
式为[]2-,OH-的电子式为.
②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+
于带正电荷的原子团,书写方法与阴离子类似,区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的
+电子式为
4
(3)离子化合物的电子式:在书写离子化合物的电子式时,
2
电子式应为.
(4)用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“→”,,用电子式表示MgBr、NaS
22
的形成过程:
说明含有离子键的物质:①周期表中IA、IA族元素分别与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐;②
IA、ⅡA族元素的氧化物;③铵盐,如NHCl、NHNO等;④强碱,如NaOH、KOH等.
443
[共价键]
物.
说明(1)形成共价键的条件:原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子结构,其
中H原子最外层未达2电子结构).各种非金属元素原子均可以形成共价键,但稀有气体元
素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构,故不能形成共价键.
(2)共价键形成的表示方法:
①,用电子式表示HCl分子的形成过程:。
注意:
,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).例如,HCl分子的电子式为。
、:HCl、NaCl
②(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
-C1、N≡N、O=C=O等.
(3)共价键的存在情况:共价键既存在于由原子直接构成的单质分子(H、N)或共价化合
22
物分子(HO、CH)中,
24
价化合物,也可能是离子化合物(NaOH、NaO);同时含有离子键和共价键的化合物必
22
定是离子化合物,如NaOH、NHC1等.
4
[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.
(2)离子键、共价键都属于化学键.
(3)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.

[非极性键]同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键.
如C1分子中的Cl-C1键即为非极性键.
2
.
[极性键]不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键.
如HCl分子中的H-C1键属于极性键.

键.
[非极性分子]指整个分子的电荷分布均匀、分子结构对称的一类分子.
如H、O、N等单质分子,以及CO、CH等均属于非极性分子.
22224
[极性分子]指分子中的电荷分布不均匀、结构不对称的一类分子.
如HO、HS、HCl分子等均属于极性分子.
22
[键的极性与分子的极性]
键的极性分子的极性
分类极性键和非极性键极性分子和非极性分子
决定因是否由同种元素的原子形成分子内电荷分布是否均匀,分子结构
素是否对称
①以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子,如H、C1、N等
222
②以极性键结合的双原子分子一定是极性分子,如HCl、CO等
联系③以极性键结合的多原子分子,究竟是极性分子还是非极性分子,
“∧”型,
2
属于极性分子;而CO分子结构为直线形,属于非极性分子
2
说明键有极性;分子不一定有极性
AB型化合物分子的极性的简易判断方法:
n
若AB中A元素的化合价数等于A元素所在族的序数,,CO
nn2
分子中C元素化合价为+4价,C元素属于ⅣA族,故CO分子为非极性分子;CCl分子中C
24
元素化合价为+4价,C元素属于ⅣA族,故CCl分子为非极性分子.
4
若AB中A元素的化合价数不等于A元素所在族的序数,,
nn
HO分子中O元素化合价为-2价,O元素属于ⅥA族,故HO分子为极性分子;NH分子
223
中N元素化合价为-3价,N元素属于ⅤA族,故NH分子为极性分子.
3
[分子间作用力]指在物质的分子与分子之间存在着的作用力.
说明(1)荷兰物理学家范德华首先研究了分子间作用力,所以分子间作用力又叫范德华力;
(2)分子间作用力要比化学键弱得多;(3)化学键的强弱影响着物质的化学性质;分子间作用
力的大小对由分子构成的物质的物理性质如熔点、沸点、溶解度等有影响.