第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期表知識點總結(jié)

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表知識點總結(jié)第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表知識點總結(jié)第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表知識點總結(jié)xxx公司第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表知識點總結(jié)文件編號：文件日期：修訂次數(shù)：第1.0次更改批準審核制定方案設(shè)計，管理制度物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律原子結(jié)構(gòu)（C）（代表一個質(zhì)量數(shù)為A，質(zhì)子數(shù)為Z的原子）=1\*GB2⑴原子的組成核外電子e=Z原子核核外電子e=Z原子核原子質(zhì)子Z中子N(A—Z)核電荷數(shù)（Z）==核內(nèi)質(zhì)子數(shù)（Z）==核外電子數(shù)==原子序數(shù)質(zhì)量數(shù)（A）==質(zhì)子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N）陰離子的核外電子數(shù)==質(zhì)子數(shù)＋電荷數(shù)（—）陽離子的核外電子數(shù)==質(zhì)子數(shù)-電荷數(shù)（＋）=2\*GB2⑵區(qū)別概念：元素、核素、同位素元素：具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子的互稱；也就是說同一元素的不同核素之間互稱為同位素。⑶元素的相對原子質(zhì)量①同位素的相對原子質(zhì)量：該同位素質(zhì)量與12C質(zhì)量的1/12的比值。②元素的相對原子質(zhì)量等于各種同位素相對原子質(zhì)量與它們在元素中原子所占百分數(shù)（豐度）乘積之和。即：元素的相對原子質(zhì)量Ar==Ar1·a%＋Ar2·b%＋…⑷核外電子的電子排布（了解）①核外電子運動狀態(tài)的描述電子云（運動特征）：電子在原子核外空間的一定范圍內(nèi)高速、無規(guī)則的運動，不能測定或計算出它在任何一個時刻所處的位置和速度，但是電子在核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn)的幾率（機會）有一定的規(guī)律，可以形象地看成帶負電荷的云霧籠罩在原子核周圍，我們把它稱為電子云。電子層：在多個電子的原子里，根據(jù)電子能量的差異和通常運動的區(qū)域離核遠近不同，把電子分成不同的能級，稱之為電子層。電子能量越高，離核越遠，電子層數(shù)也越大。電子層符號KLMNOPQ電子層序數(shù)n1234567離核遠近近——→遠能量高低低——→高②原子核外電子排布規(guī)律每一層電子數(shù)最多不超過2n2；最外層電子數(shù)最多不超過8個，次外層電子數(shù)最多不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個；核外電子總是先占有能量最低的電子層，當能量最低的電子層排滿后，電子才依次進入能量較高的電子層。電子的排布是先排K層，K層排滿再排L層，L層排滿再排M層，M層不一定排滿了再排N層，后面的也一樣不一定排滿了再排下一層。(只有前3層)⑸原子結(jié)構(gòu)示意圖的書寫2.元素周期表（B） ⑴元素周期表見課本封頁⑵元素周期表的結(jié)構(gòu)分解周期名稱周期別名元素總數(shù)規(guī)律具有相同的電子層數(shù)而又按原子序數(shù)遞增的順序排列的一個橫行叫周期。 7個橫行7個周期第1周期短周期2電子層數(shù)==周期數(shù)（第7周期排滿是第118號元素）第2周期8第3周期8第4周期長周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名類名核外最外層電子數(shù)規(guī)律周期表中有18個縱行，第8、9、10三個縱行為第Ⅷ族外，其余15個縱行，每個縱行標為一族。7個主族7個副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和堿金屬1主族數(shù)==最外層電子數(shù)第ⅡA族堿土金屬2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族鹵族元素70族稀有氣體2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族3.元素周期律（C）⑴定義：元素的性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律叫元素周期律。⑵實質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子核外電子數(shù)排布的周期性變化的必然結(jié)果。這就是元素周期律的實質(zhì)。⑶內(nèi)容隨著原子序數(shù)遞增，①元素原子核外電子層排布呈現(xiàn)周期性變化；②元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化；③元素化合價呈現(xiàn)周期性變化；④元素原子得失電子能力呈現(xiàn)周期性變化；即元素的金屬性和非金屬性呈現(xiàn)周期性變化。⑷元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同周期（從左到右）同主族（從上到下）原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層排布電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)遞增電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同失電子能力逐漸減弱逐漸增強得電子能力逐漸增強逐漸減弱金屬性逐漸減弱逐漸增強非金屬性逐漸增強逐漸減弱主要化合價最高正價（＋1→＋7）非金屬負價==―（8―族序數(shù)）最高正價==族序數(shù)非金屬負價==―（8―族序數(shù)）最高氧化物的酸性酸性逐漸增強酸性逐漸減弱對應(yīng)水化物的堿性堿性逐漸減弱堿性逐漸增強非金屬氣態(tài)氫化物的形成難易、穩(wěn)定性形成由難→易穩(wěn)定性逐漸增強形成由易→難穩(wěn)定性逐漸減弱堿金屬、鹵素的性質(zhì)遞變⑸幾個規(guī)律1、元素金屬性強弱的判斷：①金屬單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)置換出H2的難易程度（越易置換出氫氣，說明金屬性越強）②最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱（堿性越強，則金屬性越強）③金屬活動性順序表（位置越靠前，說明金屬性越強）④金屬單質(zhì)之間的置換（金屬性強的置換金屬性弱的）⑤金屬陽離子氧化性的強弱（對應(yīng)金屬陽離子氧化性越弱，金屬性越強）2、元素非金屬性強弱的判斷：①單質(zhì)與H2化合的難易程度（與H2化合越容易，說明非金屬性越強）②形成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性（形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，則非金屬性越強）③最高價氧化物的水化物——最高價含氧酸酸性的強弱（酸性越強，說明非金屬性越強）回憶金屬性的比較，置換反應(yīng)：金屬性強的置換金屬性弱的，同樣④非金屬單質(zhì)之間的置換（非金屬性強的置換非金屬性弱的）回憶金屬性的比較，金屬陽離子氧化性的強弱（對應(yīng)金屬陽離子氧化性越弱，金屬性越強）同樣⑤非金屬陰離子還原性的強弱（對應(yīng)非金屬陰離子還原性越弱，非金屬性越強）3、半徑比較三規(guī)律：(1)同一種元素的微?？春送怆娮訑?shù)。核外電子數(shù)越多，微粒半徑越大。（核電荷數(shù)相同，對核外電子吸引相同，核外電子數(shù)越多，所占區(qū)域越大）

如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；(2)電子層結(jié)構(gòu)相同時，比核電荷數(shù)。核電荷數(shù)越大（對核外電子吸引越大，體積縮?。⒘０霃皆叫?。

如:r(F－)＞rNa+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)；(3)同周期元素原子（電子層數(shù)不變，核電荷數(shù)增加，吸引變大）半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小。同主族元素（增加電子層）原子和離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大。4、元素化合價規(guī)律最高正價==最外層電子數(shù)，非金屬的負化合價==最外層電子數(shù)－8，最高正價數(shù)和負化合價絕對值之和為8；其代數(shù)和分別為：0、2、4、6。F無正價，O無最高正價（+6），OF2（O+2價）；金屬元素只有正價；三、化學(xué)鍵①離子鍵與共價鍵的比較離子鍵共價鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對（電子云重疊）所形成的化學(xué)鍵成鍵微粒離子（存在陰陽離子間和離子晶體內(nèi)）原子（存在分子內(nèi)、原子間、原子晶體內(nèi)）作用本質(zhì)陰、陽離子間的靜性作用共用電子對（電子云重疊）對兩原子核產(chǎn)生的電性作用形成條件活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價鍵決定鍵能大小因素①離子電荷數(shù)越大，鍵能越大；②離子半徑越小，鍵能越大①原子半徑越小，鍵能越大；②鍵長越短，鍵能越大影響性質(zhì)離子化合物的熔沸點、硬度等分子的穩(wěn)定性，原子晶體的熔沸點、硬度等實例②極性共價鍵與非極性共價鍵的比較共價鍵極性共價鍵非極性共價鍵定義不同元素的原子形成的共價鍵，共用電子對（電子云重疊）發(fā)生偏移的共價鍵同種元素的原子形成共價鍵，共用電子對（電子云重疊）不發(fā)生偏移原子吸引電子能力不相同相同成鍵原子電性顯電性電中性影響性質(zhì)極性分子或非極性分子非極性分子實