物质结构 元素周期律

物质结构元素周期律二、知识网络本章包括元素周期表、元素周期律、化学键三节内容，其知识框架可整理如下：（一）元素周期律（二）物质结构1．元素、核素、同位素、同素异形体的比较元素核素 同位素 同素异形体本质质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子质子数相同、中子数不同的核素同种元素形成的不同的单质 范畴同类原子，存在游离态、化合态两种形式原子 原子单质特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒化学性质相同 由一种元素组成，可独立存在决定因素质子数质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构举例H 、C 、N 三种元素、、三种核素、、互为同位素石墨与金刚石2.原子的基本构成微粒及相互关系（1）基本构成微粒：质子数的多少决定着元素的种类；中子数的多少决定着同一元素中核素的种数；质子数和中子数共同决定着核素的种类；质子数、核外电子数决定着元素的化学性质——原子得失电子的能力；同位素原子的质子数和电子数都分别相等，其化学性质应几乎相同。

（2）基本构成微粒间的关系：①数量关系：质子数=核外电子数（原子中） ②电性关系：a.原子：核电荷数=质子数=核外电子数b.阳离子：质子数>核外电子数，或：核外电子数=质子数—所带电荷数c.阴离子：质子数<核外电子数，或：核外电子数=质子数+∣所带电荷数3.等电子体微粒的归纳、核外电子排布相同的微粒（1）与稀有气体原子电子层相同的离子①与He原子电子层结构相同的离子有：H—、Li+、Be2+。

②与Ne原子电子层结构相同的离子有：N3—、O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+。

③与Ar原子电子层结构相同的离子有：Cl—、S2—、P3—、K+、Ca2+。

（2）核外电子总数为10的微粒①阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。

②阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。

③分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

（3）核外电子总数为18的微粒①阳离子：K+、Ca2+。

②阴离子：P3—、S2—、Cl—。

③分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等。

（4）核外电子总数及质子总数均相同的微粒有：①Na+、NH4+、H3O+；②F—、OH—、NH2—；③Cl—、HS—；④N2、CO、C2H2等。

4.核外电子排布核外电子排布规律可概括为“一低四不超”。

这些规律之间既相互联系，又相互牵制，不能孤立片面地理解和使用。

这些排布规律仅为一般规律，限于中学要求，有些电子排布还不能完全靠它解释。

要熟悉且会画1～18号元素的原子结构示意图，会用结构示意图表示阴离子和阳离子。

原子结构示意图和离子结构示意图的区别：原子结构示意图中，核电荷数和核外电子总数相等；阴离子的结构示意图中，核电荷数小于核外电子总数；阳离子的结构示意图中，核电荷数大于核外电子总数。

5.元素周期表的结构（1）16个族的相对位置纵行编号 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 族序数IA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧIB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0因此，同周期第ⅡA族和ⅢA元素原子序数的差：周期序数 1 2 3 4 5 6 7 ⅡA和ⅢA族元素原子序数差无 1 1 11 11 25 25造成相邻数据变化的原因3～4，增加了过渡元素的10个纵行5～6，ⅢB族中增加了镧系的14种元素（2）各周期元素种类周期数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 未排完零族元素序号 2 10 18 36 54 86（3）元素的分区分界线附近的金属元素结构特征：主族序数＝周期序数，即除第1周期之外，各周期中非金属元素的种数为8—n（n是周期序数）。

所以，随着周期序数的递增，各周期中非金属元素的种数是逐渐递减的。

按此规律我们可以大胆推测：第7周期还有1种非金属元素，第8周期就没有非金属元素了。

6.原子序数与元素在周期表中位置的相互推导（1）由位置推原子序数①同周期ⅡA ⅢA2、3 n n+14、5 n n+116 n n+25②同族若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。

a．若A、B为IA族或ⅡA族（位于过渡元素左边的元素），则B的原子序数为（a+m）。

b．若A、B为ⅢA～ⅦA族（位于过渡元素右边的元素），则B的原子序数为（a+n）。

（2）由原子序数推位置推测原子序数确定的元素在周期表中的位置，一般有两种方法：①如果原子序数较小，可先画出该元素的原子结构示意图，依据结构与位置的对应关系来确定它在元素周期表中的位置。

②如果原子序数较大，画原子结构示意图不方便，可先求出与该原子原子序数最接近的稀有气体元素的原子序数，然后左移或到下一周期右移，确定该元素的位置。

如推断115号元素位置时，可依据第7周期0族元素的原子序数为118，118号元素向左移3格为115号元素，处于ⅤA族。

7.元素原子得失电子能力的判断方法（1）元素原子失电子能力强弱的判断方法①根据物质的性质a.比较元素的单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。

置换反应越容易进行，元素原子的失电子能力越强。

b.比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。

c.金属单质间的置换反应。

②根据元素周期表同一周期从左到右，元素原子得电子能力逐渐增强；同一主族从上到下，元素原子得电子能力逐渐减弱。

（2）元素原子得电子能力强弱的判断方法①根据物质的性质a.比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。

一般说来，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。

b.比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。

一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。

c.非金属单质间的置换反应。

一般地得电子能力强的物质能把得电子能力弱的物质从其盐溶液中置换出来。

d.非金属阴离子还原性的强弱。

非金属阴离子还原性越强，元素的得电子能力就越弱。

e.与同一金属单质反应，其反应的剧烈程度或生成物中金属化合价的高低。

②根据元素周期表同一周期从左到右，元素原子得电子能力逐渐增强；同一主族从上到下，元素原子得电子能力逐渐减弱。

8.元素周期表中的递变规律9．短周期元素推断题记忆常见“题眼”（1）位置与结构a.周期序数等于族序数两倍的短周期的元素是Li。

b.最高正价数等于最低负价绝对值三倍的短周期元素是S。

c．次外层电子数等于最外层电子数四倍的短周期元素是Mg。

d.次外层电子数等于最外层电子数八倍的短周期元素是Na。

e.族序数与周期数相等的短周期元素是H、Be、Al；族序数是周期数两倍的短周期元素是C、S；族序数是周期数三倍的短周期元素是O。

f.只由质子和电子构成的元素原子是H（）。

（2）含量与物理性质a.地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。

b.地壳中质量分数最大的金属元素是Al。

c.氢化物中氢元素百分含量最高的元素是C。

d.其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。

e.其气态氢化物最易溶于水的元素是N。

在常温、常压下，1体积水溶解700体积NH3。

f.其气态氢化物沸点最高的非金属元素是O。

g.常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。

h.所形成的化合物种类最多的元素是C。

i.在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。

j.其单质是最易液化的气体的元素是Cl。

k.其单质是最轻的金属元素的是Li。

l.其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。

m.常温下其单质呈液态的非金属元素是Br。

（3）化学性质与用途a.单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。

b.其气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的是N。

NH3+HNO3=NH4NO3。

c.常温下其气态氢化物与其最低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S。

2H2S+SO2=3S+2H2O。

d.在空气中，其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。

e.其气态氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F。

f.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O。

臭氧（O3）层被称为人类和生物的保护伞。

g.能与强碱溶液作用的单质有：Al、Cl2、Si、S等。

10.常见元素化合价的一般规律（1）金属元素无负价。

因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属元素无负价，除零价外，在反应中只显正价。

（2）氟无正价，氧有正价但无最高正价。

氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。

氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈+2价。

（3）在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+∣最低负价∣=8。

既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。

（4）除个别元素外（如氮元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即序奇价奇，序偶价偶。

若原子的最外层电子数为奇数（m ），则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从+1到+m ，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO 2、NO ；若原子的最外层电子数为偶数，从—2价到+m 。

例如：Na 2S 、SO 2、H 2SO 4。

11.离子化合物与共价化合物的判断 （1）根据化合物类别判断①强碱、盐、大多数碱性氧化物属离子化合物；②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、有机化合物属共价化合物。

（2）根据化合物性质判断①熔化状态下导电的化合物是离子化合物；②熔、沸点较低的化合物（SiO 2、SiC 等除外）一般为共价化合物；溶于水和熔化状态下不导电的化合物为共价化合物。

（3）根据组成物质的微粒间的成键类型判断①离子化合物中一定有离子键，也可能有共价键，如NH 4Cl 、Na 2SO 4。

②共价化合物只有共价键，一定没有离子键。

③稀有气体是单原子分子，不含化学键；非金属单质中一定只含共价键。

③离子化合物中一般既含金属元素又含非金属元素（铵盐除外）；共价化合物中一般只含非金属元素，但只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如(NH 4)2SO 4。

第五章 物质结构 元素周期律一、原子结构⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧←→←→+排布规律。

动特征与排布，了解核外电子运号元素原子的核外电子～通过、核外电子排布：总体为一种核素的符号质子数元素符号）一个符号质量数（，不同核素间的互称。

）同位素：同一元素中（一种原子质子和一定数目中子的）核素：具有一定数目（：、两个概念，一个符号）中子数（））＝质子数（）质量数（（序数原子核外电子数＝原子）质子数＝核电荷数＝（、两个关系式：原子结构18133212211Z A N Z A电子层数 1 2 3 4 …… N 电子层符号KLMN……最多容纳电子数 2 8 18 32 …… 2n 2注意：不管有多少电子层，最外层电子数不超过8个（K 为最外层不超过2个），次外层不超过18个（L 为次处层不超过8个），倒数第三层不超过32个。