元素周期表知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

考綱要求：①了解元素、核素和同位素的含義。②了解原子的構(gòu)成。了解原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關(guān)系。③了解原子核外電子排布規(guī)律。④掌握元素周期律的實(shí)質(zhì)。了解元素周期表(長(zhǎng)式)的結(jié)構(gòu)(周期、族)及其應(yīng)用。⑤以第3周期為例，掌握同一周期內(nèi)元素性質(zhì)的遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。⑥以ⅠA和ⅦA族為例，掌握同一主族內(nèi)元素性質(zhì)遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。⑦了解金屬、非金屬元素在周期表中的位置及其性質(zhì)遞變規(guī)律。⑧了解化學(xué)鍵的定義。了解離子鍵、共價(jià)鍵的形成。知識(shí)點(diǎn)總結(jié)：決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素（核素）決定原子種類原子核→質(zhì)量數(shù)（A=N+Z）近似相對(duì)原子質(zhì)量質(zhì)子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù)元素→元素符號(hào)原子結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)決定主族元素的決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個(gè)）：化學(xué)性質(zhì)及最高正價(jià)和族序數(shù)核外電子運(yùn)動(dòng)特征：體積小，運(yùn)動(dòng)速率高（近光速）決定決定排布規(guī)律→電子層數(shù)周期序數(shù)及原子半徑表示方法→原子（離子）的電子式、原子結(jié)構(gòu)示意圖1．原子結(jié)構(gòu)[核電荷數(shù)、核內(nèi)質(zhì)子數(shù)及核外電子數(shù)的關(guān)系]核電荷數(shù)＝核內(nèi)質(zhì)子數(shù)＝原子核外電子數(shù)注意：(1)陰離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＋所帶的電荷數(shù)陽離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)－所帶的電荷數(shù)(2)“核電荷數(shù)”與“電荷數(shù)”是不同的，Cl－的核電荷數(shù)為17，電荷數(shù)為1.[質(zhì)量數(shù)]用符號(hào)A表示．將某元素原子核內(nèi)的所有質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量取近似整數(shù)值相加所得的整數(shù)值，叫做該原子的質(zhì)量數(shù)．說明(1)質(zhì)量數(shù)(A)、質(zhì)子數(shù)(Z)、中子數(shù)(N)的關(guān)系：A＝Z+N．(2)符號(hào)X的意義：表示元素符號(hào)為X，質(zhì)量數(shù)為A，核電荷數(shù)(質(zhì)子數(shù))為Z的一個(gè)原子．例如，Na中，Na原子的質(zhì)量數(shù)為23、質(zhì)子數(shù)為11、中子數(shù)為12．[原子核外電子運(yùn)動(dòng)的特征](1)當(dāng)電子在原子核外很小的空間內(nèi)作高速運(yùn)動(dòng)時(shí)，沒有確定的軌道，不能同時(shí)準(zhǔn)確地測(cè)定電子在某一時(shí)刻所處的位置和運(yùn)動(dòng)的速度，也不能描繪出它的運(yùn)動(dòng)軌跡．在描述核外電子的運(yùn)動(dòng)時(shí)，只能指出它在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少．(2)描述電子在原子核外空間某處出現(xiàn)幾率多少的圖像，叫做電子云．電子云圖中的小黑點(diǎn)不表示電子數(shù)，只表示電子在核外空間出現(xiàn)的幾率．電子云密度的大小，表明了電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)幾率的多少．(3)在通常狀況下，氫原子的電子云呈球形對(duì)稱。在離核越近的地方電子云密度越大，離核越遠(yuǎn)的地方電子云密度越?。甗核素]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，叫做一種核素．也就是說，每一種原子即為一種核素，如H、H、C、C等各稱為一種核素．注意核素有同種元素的核素(如H、H)和不同種元素的核素(如C、C1等)．[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互稱同位素．說明(1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素．即同位素的質(zhì)子數(shù)必定相同，而中子數(shù)一定不同，質(zhì)量數(shù)也不同．(2)由于一種元素往往有多種同位素，因此同位素的種數(shù)要多于元素的種數(shù)．(3)同位素的特性：①物理性質(zhì)不同(質(zhì)量數(shù)不同)，化學(xué)性質(zhì)相同；②在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個(gè)數(shù)的百分比是不變的．(4)氫元素的三種同位素：氕H(特例：該原子中不含中子)、氘H(或D)、氚H(或T)．(5)重要同位素的用途：H、H為制造氫彈的材料；U為制造原子彈的材料和核反應(yīng)堆燃料．[原子核外電子的排布規(guī)律](1)在多電子原子里，電子是分層排布的．能力增強(qiáng)，得電子能力減弱．a(chǎn)．金屬性增強(qiáng)、非金屬性減弱；b．金屬單質(zhì)與酸(或水)反應(yīng)置換氫由難到易。c．非金屬單質(zhì)與氫氣化合由易到難(氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性降低)；d．最高價(jià)氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強(qiáng)．③在元素周期表中，左下方的元素銫(Cs)是金屬性最強(qiáng)的元素；右上方的元素氟(F)是非金屬性最強(qiáng)的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金屬的性質(zhì)又具有某些非金屬的性質(zhì)．[元素原子的最外層電子排布、原子半徑和元素化合價(jià)的變化規(guī)律]對(duì)于電子層數(shù)相同（同周期）的元素，隨著原子序數(shù)的遞增：(1)最外層電子數(shù)從1個(gè)遞增至8個(gè)(K層為最外層時(shí)，從1個(gè)遞增至2個(gè))而呈現(xiàn)周期性變化．(2)元素原子半徑從大至小而呈現(xiàn)周期性變化(注：稀有氣體元素的原子半徑因測(cè)定的依據(jù)不同，而在該周期中是最大的)．(3)元素的化合價(jià)正價(jià)從+1價(jià)遞增至+5價(jià)(或+7價(jià))，負(fù)價(jià)從－4價(jià)遞增至－1價(jià)再至0價(jià)而呈周期性變化．［元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)］A．金屬性強(qiáng)弱的比較a．根據(jù)元素在周期表或金屬活動(dòng)性順序中的位置；b．根據(jù)金屬與鹽溶液的置換反應(yīng)；c．根據(jù)原電池的正負(fù)極；d．根據(jù)金屬與H2O(或酸)反應(yīng)置換出氫的難易；e．根據(jù)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)弱。B．非金屬性強(qiáng)弱的比較a．依據(jù)非金屬之間的置換反應(yīng)如2F2＋2H2O===4HF＋O2，則非金屬性F＞O。b．依據(jù)非金屬單質(zhì)與H2化合的難易(或生成氫化物的穩(wěn)定程度)，如穩(wěn)定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金屬性：F＞Cl＞Br＞I。c．依據(jù)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱，如酸性H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4，非金屬性Si＜P＜S。[兩性氧化物]既能跟酸反應(yīng)生成鹽和水，又能跟堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物，叫做兩性氧化物．如A12O3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反應(yīng)：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2OA12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[兩性氫氧化物]既能跟酸反應(yīng)又能跟堿反應(yīng)的氫氧化物，叫做兩性氫氧化物．如A1(OH)3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反應(yīng)：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2OA1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O[原子序數(shù)為11—17號(hào)主族元素的金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律]NaMgAlSiPSCl原子序數(shù)11121314151617單質(zhì)與水(或酸)的反應(yīng)情況與冷水劇烈反應(yīng)與冷水反應(yīng)緩慢，與沸水劇烈反應(yīng)與沸水反應(yīng)很緩慢，與冷水不反應(yīng)，部分溶于水，部分與水反應(yīng)非金屬單質(zhì)與氫氣化合情況反應(yīng)條件高溫磷蒸汽與氫氣能反應(yīng)加熱光照或點(diǎn)燃?xì)浠锓€(wěn)定性SiH4極不穩(wěn)定PH3高溫分解H2S受熱分解HCl很穩(wěn)定最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿(酸)性強(qiáng)弱NaOH強(qiáng)堿Mg(OH)2中強(qiáng)堿Al(OH)3或H3AlO3兩性氫氧化物H4SiO4極弱酸H3PO4中強(qiáng)酸H2SO4強(qiáng)酸HClO4強(qiáng)酸金屬性、非金屬性遞變規(guī)律金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強(qiáng)4．化學(xué)鍵[離子鍵]使陰、陽離子結(jié)合而成的靜電作用，叫做離子鍵．說明(1)陰、陽離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個(gè)方面．(2)陰、陽離子通過靜電作用所形成的化合物，叫做離子化合物．[電子式]在元素符號(hào)的周圍用小黑點(diǎn)(·或×)來表示原子最外層電子的式子，稱做電子式．電子式的幾種表示方法：(1)原子的電子式：將原子的所有最外層電子數(shù)在元素符號(hào)的周圍標(biāo)出．例如：氫原子()、鈉原子()、鎂原子()、鋁原子()、碳原子()、氮原子()、硫原子()、氬原子()．(2)離子的電子式：①陰離子：在書寫陰離子的電子式時(shí)，須在陰離子符號(hào)的周圍標(biāo)出其最外層的8個(gè)電子(H－為2個(gè)電子)，外加方括號(hào)，再在括號(hào)外的右上角注明陰離子所帶的電荷數(shù)．例如S2－的電子式為[]2－，OH－的電子式為．②陽離子；對(duì)于簡(jiǎn)單陽離子，其電子式即為陽離子符號(hào)，如鈉離子Na＋、鎂離子Mg2＋等．對(duì)于帶正電荷的原子團(tuán)，書寫方法與陰離子類似，區(qū)別在于在方括號(hào)右上角標(biāo)上陽離子所帶的正電荷數(shù)．如NH4＋電子式為(3)離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時(shí)，每個(gè)離子都要分開寫．如CaCl2的電子式應(yīng)為．(4)用電子式表示離子化合物的形成過程：先在左邊寫出構(gòu)成該離子化合物的元素原子的電子式，標(biāo)上“→”，再在右邊寫出離子化合物的電子式．例如，用電子式表示MgBr2、Na2S的形成過程：說明含有離子鍵的物質(zhì)：①周期表中IA、IA族元素分別與ⅥA、ⅦA族元素形成的鹽；②IA、ⅡA族元素的氧化物；③銨鹽，如NH4Cl、NH4NO3等；④強(qiáng)堿，如NaOH、KOH等．[共價(jià)鍵]原子間通過共用電子對(duì)所形成的相互作用．由共價(jià)鍵形成的化合物叫做共價(jià)化合物．說明(1)形成共價(jià)鍵的條件：原子里有未成對(duì)電子(即原子最外層電子未達(dá)8電子結(jié)構(gòu)，其中H原子最外層未達(dá)2電子結(jié)構(gòu))．各種非金屬元素原子均可以形成共價(jià)鍵，但稀有氣體元素原子因已達(dá)8電子(He為2電子)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故不能形成共價(jià)鍵．(2)共價(jià)鍵形成的表示方法：①用電子式表示．例如，用電子式表示HCl分子的形成過程：。注意：a．書寫由原子構(gòu)成的單質(zhì)分子或共價(jià)化合物的電子式時(shí)，必須使分子中每個(gè)原子都要達(dá)到8電子結(jié)構(gòu)(H原子為2電子結(jié)構(gòu))．例如，HCl分子的電子式為。b．由原子構(gòu)成的分子與由陰、陽離子構(gòu)成的離子化合物的區(qū)別．如：HCl、NaCl②用結(jié)構(gòu)式表示．用短線(一根短線表示一對(duì)共用電子對(duì))將分子中各原子連接，以表示分子中所含原子的排列順序和結(jié)合方式．如H－C1、N≡N、O＝C＝O等．(3)共價(jià)鍵的存在情況：共價(jià)鍵既存在于由原子直接構(gòu)成的單質(zhì)分子（H2、N2）或共價(jià)化合物分子（H2O、CH4）中，也存在于多原子離子化合物中．含有共價(jià)鍵的化合物不一定是共價(jià)化合物，也可能是離子化合物（NaOH、Na2O2）；同時(shí)含有離子鍵和共價(jià)鍵的化合物必定是離子化合物，如NaOH、NH4C[化學(xué)鍵]相鄰的原子之間強(qiáng)烈的相互作用叫做化學(xué)鍵．說明(1)化學(xué)鍵只存在于分子內(nèi)直接相鄰的原子之間，存在于分子之間的作用不屬于化學(xué)鍵．(2)離子鍵、共價(jià)鍵都屬于化學(xué)鍵．(3)化學(xué)反應(yīng)的過程，本質(zhì)上就是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成過程．5．非極性分子和極性分子[非極性鍵]同一元素原子間通過共用電子對(duì)形成的一類共價(jià)鍵．如C12分子中的Cl－C1鍵即為非極性鍵．說明非極性鍵是非極性共價(jià)鍵的簡(jiǎn)稱．非極性鍵只能存在于同種元素的原子之間．[極性鍵]不同種元素原子間通過共用電子對(duì)形成的一類共價(jià)鍵．如HCl分子中的H－C1鍵屬于極性鍵．說明極性鍵是極性共價(jià)鍵的簡(jiǎn)稱．只要是不同種元素原子之間形成的共價(jià)鍵都屬于極性鍵．[非極性分子]指整個(gè)分子的電荷分布均勻、分子結(jié)構(gòu)對(duì)稱的一類分子．如H2、O2、N2等單質(zhì)分子，以及CO2、CH4等均屬于非極性分子．[極性分子]指分子中的電荷分布不均勻、結(jié)構(gòu)不對(duì)稱的一類分子．如H2O、H2S、HCl分子等均屬于極性分子．[鍵的極性與分子的極性]鍵的極性分子的極性分類極性鍵和非極性鍵極性分子和非極性分子決定因素是否由同種元素的原子形成分子內(nèi)電荷分布是否均勻，分子結(jié)構(gòu)是否對(duì)稱聯(lián)系①以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子必為非極性分子，如H2、C12、N2等②以極性鍵結(jié)合的雙原子分子一定是極性分子，如HCl、CO等③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，究竟是極性分子還是非極性分子，要根據(jù)該分子的具體分子結(jié)構(gòu)然后確定．如H2O的分子結(jié)構(gòu)為“∧”型，屬于極性分子；而CO2分子結(jié)構(gòu)為直線形，屬于非極性分子說明鍵有極性；分子不一定有極性ABn型化合物分子的極性的簡(jiǎn)易判斷方法：若ABn中A元素的化合價(jià)數(shù)等于A元素所在族的序數(shù)，則ABn為非極性分子．例如，CO2分子中C元素化合價(jià)為+4價(jià)，C元素屬于ⅣA族，故CO2分子為非極性分子；CCl4分子中C元素化合價(jià)為+4價(jià)，C元素屬于ⅣA族，故CCl4分子為非極性分子．若ABn中