物质结构元素周期律总结

物质结构元素周期律总结

1．对原子的组成和三种微粒间的关系

A

Z

X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。

质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。

核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数。

2．原子核外电子分层排布的一般规律

在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：

(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系

(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。

(2)非金属性与金属性(一般规律)：

最外层电

子数

得失电子趋

势

元素的性

质

金属元素＜4易失金属性

非金属元素＞4易失非金属

4．1～20号元素微粒结构的特点

(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期

的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。

(2)核外有10个电子的微粒：

①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。

③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。

(3)元素的原子结构的特殊性：

①原子核中无中子的原子： 1

1

H。②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。③最外层有2个电子的元

素：Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

5．从质量、电性两个方面来认识原子结构

（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。

（2）组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；质量数A．＝质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数＝质子数—电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。

6．全面掌握周期表中的元素性质递变规律

非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱单质的氧化性还原性减弱氧化性减弱

还原性氧化性增强还原性增强

最高价氧化物对

应的水化物的酸性碱性酸性增强

碱性减弱

酸性减弱

碱性增强

气态氢化物稳定

性

渐增渐减

①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。

②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：

电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱失电子能力增强，得电子能力减弱金属性增强，非金属性减弱。

电子层数相同，质子数越大原子半径越小原子核对核外电子的引力越强失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强。

③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。

④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)

在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。

7．微粒半径的比较规律

(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)

(2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大

(3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径

(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小 (5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。

(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。 8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法 （1）单质、化合物的性质、实验判断法

对于金属性：

①金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。

②金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。 ③金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。

④若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。 此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。 对于非金属性：

①单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 ②非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。 ③非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。

④若非金属单质Xn 能将非金属阴离子Y m-

从其盐溶液中置换出来，则X 的非金属性比Y 的强（注意，这里的盐溶液就是指Y m-型的盐，不是任何形式的盐）。

(2) 主族元素的经验公式K ＝

n

m

（其中m 是最外层电子数，n 为电子层数）巧断法： ①当K ＜1时，元素显金属性，且K 值越小，元素的金属性越强 ②当K ＝1时，元素显两性。

③当K ＞1时，元素显非金属性，且K 值越大，元素的非金属性越强。