元素周期表
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高三化学二轮复习材料 班 学号 姓名 编号9
1 专题五 原子结构元素周期表
一. 组成物质的三大微粒：分子、原子、离子
分子：是保持物质化学性质的最小微粒。（阿佛加德罗提出分子学说）
原子：是化学变化中的最小微粒（道尔顿原子学说），所以化学变化不可能生成新的核素
离子：阳离子、阴离子，离子化合物的晶体不存在分子（结晶水合物除外）
一、原子结构
1.元素：是具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称
如：氢的元素符号为 H ，1231112HHHHH是氢元素的五种不同微粒
2.核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
（1）会写核素（即原子）符号，中子数为10的氧原子符号为：188O
（2）不是所有核素都由质子和中子组成如：11H无中子
（3）核素的种数要远大于元素的种数
（4）不是所有的元素都有多种核素，如氟元素只有一种核素199F
（5）质量数=质子数+中子数，只有原子即核素有质量数，元素没有质量数
3.同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素，如11H、21H、31H互为同位素
（1）同位素的化学性质相同，物理性质不同
（2）同素异形体：由同一种元素组成、结构不同的单质，如O2和O3；金刚石、石墨、C60；S2、S4、S6等；
（3）同素异形体之间的转化是化学变化，有单质参加，但不是氧化还原反应。
（4）H2、D2、T2不是同位素，也不是同素异形体；H2O、D2O、T2O不是同素异形体。
（5）同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物；如正戊烷、异戊烷、新戊烷；
尿素[CO（NH2）2]与氰酸铵（NH4CNO）等
（6） 21H、31H用做制造氢弹的原料；23592U是核反应堆的燃料
（7）同位素分为稳定同位素和放射性同位素，放射性同位素的应用是作放射源和同位素示踪。
4.核外电子排布：注意内层与次外层的区别
（1）电子是在原子核外距核由近及远、能量由低到高的不同电子层上分层排布；
（2）各层最多容纳_2n2_个电子；最外层不超过 8 个电子；（K层为最外层时不超过 2个），次外层不超过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 个电子。 高三化学二轮复习材料 班 学号 姓名 编号9
2 注意：最外层电子数为2的元素可能是ⅡA族、也可能是0族、还可能是过渡元素
3、等电子微粒
(1)“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的 HF OH−、
三核10电子的 H2O NH2−
四核10电子的 NH3 H3O+
五核10电子的 CH4 NH4+
(2)“18电子”的微粒
分子 离子
一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的 F2、HCl O22-、HS−
三核18电子的 H2S
四核18电子的 PH3、H2O2 、NH2F
五核18电子的 SiH4、CH3F 、NH2OH
六核18电子的 N2H4、CH3OH
其它微粒 C2H6 、CH3NH2 N2H5+、N2H62+
（3）其它等电子数的微粒
“9电子”的微粒 —F、—OH、—NH2、-CH3（取代基）
“14电子”的微粒：Si、N2、CO、C2H2
“2电子”的微粒：He、H—、Li+ 、Be2+
（4）质子数及核外电子总数均相等的粒子
①Na+、NH4+、H3O+ ②HS-、Cl- ③F-、OH-、NH2- ④N2、CO、C2H2
三.元素周期律：元素的性质（最外层电子排布、原子半径、元素化合价）随元素原子序数的递增而呈周期性变化
1.元素非金属性强弱判断原则
①与H2化合越容易，非金属性越强
②气态氢化物越稳定，非金属性越强
③气态氢化物的还原性越弱，非金属性越强
④最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强
⑤非金属间的置换反应，如Cl2 + H2S = S + 2HCl 可以证明非金属性Cl强于S
注意：判断元素的非金属性强弱不能用氢化物溶于水所得无氧酸的酸性强弱来判断
2.元素金属性强弱判断依据
①金属活动性顺序表判断
②单质与水或酸反应置换出氢气越容易或越剧烈，金属性越强 高三化学二轮复习材料 班 学号 姓名 编号9
3 ③最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，金属性越强
④根据组成原电池的电极情况判断
⑤根据盐溶液中金属间的置换反应判断
⑥简单金属阳离子的氧化性越弱，金属性越强
3. 同周期元素（左到右）（无惰性元素） 同主族元素（上到下）
最外层电子数 1 8（或2） 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元素的主要化合价 最高正价+1 +7（O、F除外）
|最低负价|+最高正价=8 最高正价=主族序数
（O无最高正价、F无正价）
金属性与非金属性 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱
还原性与氧化性 还原性减弱，氧化性增强 还原性增强，氧化性减弱
非金属气态氢化物 生成由难到易，稳定性由弱到强 生成由易到难，稳定性由强到弱
得失电子能力 失电子由易到难，得电子由难到易 失电子由难到易，得电子由易到难
四. 元素周期表
第1周期：__2___种元素
三个短周期 第2周期：___8___种元素
第3周期：__8___种元素
1.周期（ 7个横行） 第4周期：__18___种元素
三个长周期 第5周期：__18__ 种元素
第6周期：__32__种元素
一个不完全周期：第7周期
____7____个主族（含短、长周期元素）：ⅠA 族－ⅦA族
____7____个副族（只含长周期元素）：ⅠB族－ⅦB族
2.族（18个纵行） 1个Ⅷ族__（包括8、9、10三个纵行）：Fe、Co、Ni等9种元素
1个0族__：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等6种元素，全是非金属元素
从左到右顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族 高三化学二轮复习材料 班 学号 姓名 编号9
4 3.过渡元素（ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB）全是金属，第4周期开始出现B族，镧系在第6周期，锕系在第7周期，镧系和锕系都在第ⅢB族。
4.同一主族上、下相邻的两种元素的原子序数关系分两种情况讨论：
（1）过渡元素左边：下周期的元素原子序数=上周期的元素原子序数+上周期元素所在周期的元素种数。如Rb的原子序数37=19（K的原子序数）+18（第4周期元素的种数）
（2）过渡元素右边：下周期的元素原子序数=上周期的元素原子序数+下周期元素所在周期的元素种数。如Tl（铊）的原子序数81=49（In铟的原子序数）+32（第6周期元素的种数）
五..微粒的半径比较
(1) 原子半径：同周期从左到右逐渐
减小（0族除外）。同主族从上到下逐渐 增大 ；
如：比较O、N、Na、Al的原子半径，首先画出这些元素在周期表中的位置，然后按以上规律判断出：r（Na）＞r（Al）＞r（N）＞r（O）
（2）离子半径：具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越多则半径越小，如：
H—＞Li+ ； O2—＞F—＞Na+＞Mg2+＞Al3+ ； S2-＞Cl-＞ K+＞Ca2+
（3）常考离子半径比较：第三周期简单离子的半径由大到小：S2-＞Cl-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
六． 澄清化学键与化合物的关系
说明：(1)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
(2)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。
(3)熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔化状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。
