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第一章 物质结构 元素周期律第一节元素周期表重难点一 元素周期表1．构成原子(离子)的微粒间关系(1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。
(2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。
(3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
(4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。
(5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。
2．元素周期表的结构 (1)周期 周期 短周期长周期一 二 三 四 五 六 七 对应行数 1 2 3 4 5 6 7 所含元素种类 28818183232 (排满时) 元素原子序数起止号(若排满) 1～2 3～10 11～18 19～36 37～54 55～8687－118每周期0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86(2)族 族 主族(A) 副族(B) Ⅷ 0 族数 771 1列序号 1213 14 15 16 17 3 4 5 6 7 11 12 8 9 10 18族序号ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡBⅧ(3)过渡元素元素周期表中从ⅢB 到ⅡB 共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒 族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。
“第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。
“第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。
重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．明确各周期零族元素的原子序数周期 一 二 三 四 五 六 七 原子序数210183654861182.比大小定周期比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
3．求差值定族数(1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。
物质结构和元素周期表一、物质结构(一) 原子组成2.组成原子的三种微粒的关系(1)质量关系：质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)(2)电性关系：质子数(Z) - 电子数(e-) = 粒子所带电荷数(粒子的价数) 如Cl －：17–18 = –1(3)数量关系：质子数 = 核电荷数 = 原子序数 = 中性原子的核外电子数 3.元素与同位素： (1)元素：质子数相同的同类原子的总称，现在已发现的元素有112种，如Na Al O C Ne(2)同位素：具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子互称为同位素。
如3517Cl与3717Cl(二) 分子结构1.化学键 相邻的两个或多个原子之间强烈地相互作用。
可分为离子键、共价键和金属键。
(1)离子键:阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
活泼金属和活泼非金属原子间化合都能形成离子键。
(2)共价键:原子间通过共用电子对所形成的化学键。
—般非金属原子间化合都能形成共价键。
由共用电子对是否发生偏移可分为极性键和非极性键。
①.非极性键：由同种元素形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子。
如Cl －Cl 键②.极性键：由不同种元素形成的共价键，其共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方。
如H －Cl 键、C －H 键等，共用电子对分别偏向C1和C 。
2.离子化合物和共价化合物含离子键的化合物一定离子化合物(如NaCl )，只含共价键的化合物一定是共价化合物(如H 2SO 4)，既含离子⎪⎩⎪⎨⎧≈质子数决定元素种类带一个单位的正电荷相对质量1⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧中子质子⎪⎩⎪⎨⎧-=≈，中子数决定同位素不带电相对质量)Z A (N 1⎪⎩⎪⎨⎧素的化学性质核外电子的排布决定元带一个单位的负电荷质量是质子的1836/1⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧核外电子原子核1.原子(A Z X)键又含共价键的化合物一定是离子化合物(如NaOH )。
(1)常见的离子化合物⎪⎩⎪⎨⎧))KAl(SO Cl NH BaSO CO Na NaCl ()Ba(OH) Ca(OH) KOH (NaOH )O Al BaO CaO O K O Na (244432223222绝大多数盐强碱活泼金属的氧化物 (2)常见共价化合物⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧C O O HCH CHO CH OH CH CH H C HClO SO H PO H CO H HClO SO H HNO O H SO SO NO NO CO CO HCl S H NH CH 332322324332442323222234绝大多数有机物：含氧酸：非金属氧化物：非金属氢化物：3.极性分子与非极性分子分子的极性是指整个分子的正负电荷分布情况，即电极。
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
第一章 物质结构 元素周期表专题一：元素周期表一、元素周期表1、元素周期表的排列原则：横行：电子层数相同，从左到右原子序数依次递增纵行：最外层电子数相同，自上而下电子层数依次递增2、周期结构：三短（1、2、3周期）、三长（4、5、6周期）、一不全（7周期）3、族的构建巧记：18纵行16族；八九十列成VIII 族；每逢二三分主副，镧系锕系各十五，都在III 副里边住。
第I A 族（除氢）：碱金属元素 第VII 族：卤族元素 0族：稀有气体元素4、关系式（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（2）质量数=中子数=质子数二、碱金属1、碱金属元素的原子结构规律周期类别 周期序数 元素种类 短周期 1 2 2 8 3 8 长周期 4 18 5 18 6 32 不完全周期 7 32 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 类别 主族 副族 VIII 族 副族 主族名称 IA II A IIIB IV B V B VI B VII B VIII 族 I B II B III A IV A V A VI A VII A 0族碱金属元素元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 锂 Li 3 钠 Na 11 钾 K 19 铷 Rb 37 铯 Cs 55按Li、Na、K、Rb、Cs顺序，密度依次升高；熔点、沸点依次降低。
2、K、Na性质实验对比与O2反应与水反应钠剧烈燃烧，色火焰熔成小球，浮于水面，四处游走，发出嘶嘶的声音钾更剧烈，色火焰熔成小球，浮于水面，四处游走，轻微爆炸声结论K比Na的活动性强3、碱金属元素原子结构与性质的关系（1）原子结构特点相同点：最外层都只有一个电子不同点：随核电荷数增加，原子半径增大（2）化学性质特点A、相似性：原子都易失去最外层的一个电子，与非金属单质及水反应。
Li、Na、K在O2中燃烧反应，Na、K与H2O反应，B、差异性：随着核电荷数的增加，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱。
物质结构元素周期律一、原子结构：1.原子的组成1个单位正电荷，决定元素的种类）原子核原子中子（不带电荷，决定核素的种类）核外电子（带1个单位负电荷，决定元素的化学性质）2.数量关系（1）数量关系：核内质子数＝核外电子数（2）电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数（3）质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）3．核外电子排布规律电子由内向外按能量由低到高分层排布，第n层最多容纳的电子数为,最外层电子数≤。
（K层为最外层不超过个）。
次外层电子数≤，倒数第三层电子数≤。
题型一：构成原子的微粒间的关系：例1 下列关于原子的几种叙述中，不正确的是（）A、18O与19F具有相同的中子数B、16O与17O具有相同的电子数C、12C与13C具有相同的质量数D、15N与14N具有相同的质子数3、核素和同位素区别(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。
如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。
160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
(4)同位素的特点：同一种元素的不同核素，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
题型二：同位素例2 下列各组微粒属同位素的是（）①1602和1802，②H2和D2，③168O和1880，④1H2180和2H216O，⑤3517Cl和3717ClA、①②B、③⑤C、④D、②③二、元素周期表1.元素周期表的结构七主、七副、八和零；三长、三短、一不完全。
2.、元素周期表与原子结构的关系a.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数b.周期序数=电子层数c.主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数d.|最高正价数|+|负价数|=8三、元素周期律1.概念：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律2.本质：核外电子排布的周期性变化4.原因：(1)同周期元素：同周期，电子层数相同，即原子序数越大，原子半径越，核对电子的引力越，原子失电子能力越，得电子能力越，金属性越、非金属性越。
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期） 周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
点燃 点燃 过渡元素结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
