.单识清一化学系列之知嘉祥高元素周期表物质结构第一章元素周期表第一节一、周期表核外电子数质子数＝核电荷数＝＝原子序数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、结构主族序数＝最外层电子数周期序数＝核外电子层数 3周期）1、2 、短周期（第周期：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过渡元素 3个纵行）第Ⅷ族1个（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：点燃点燃 O 2Na + O Na Li4Li + OO 22 2222 Na + 2HO ＝2NaOH + H↑2K + 2HO ＝2KOH + H↑22222R + 2 HO ＝2 ROH + H ↑ 2 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。

注：金属性强弱的判断依据：①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强，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）Li到Cs总结：递变性：从上到下（从的金属性逐渐Cs所以从Li到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。

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Ｆ到Ｉ）22（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（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：Ｘ＋ H ＝ 2 HX22卤素单质与H 的剧烈程度：依次减弱；生成的氢化物的稳定性：依次减弱2（2）卤素单质间的置换反应+Cl ＝2NaCl + Br 氧化性：Cl________Br ；还原性：Cl_____Br2222－－ 2NaI +Cl ＝－－2NaBr2NaCl + I 氧化性：Cl_______I ；还原性：Cl_____I 2222－－2NaI +Br ＝2NaBr + I 氧化性：Br_______I ；还原性：Br______I 2222结论：单质的氧化性：依次减弱,对于阴离子的还原性：依次增强结论：①非金属性逐渐增弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

注：非金属性的强弱的判断依据：①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

②与H反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

2③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属④离子的还原性越弱，非金属性越强总结：递变性：从上到下（从F到I），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子2核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。

所以从F到I的非金属性2逐渐减弱。

总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

..三．核素（一）原子的构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上。

（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

核外电子数＝质子数＝（３）原子序数＝核电核数NAZ)(()+（４）质量数(中子数)=质子数A ZA，质子数为原子。

的具体的来表示一个质量数为（５）在化学上，我们用符号XX Z Z－NA（中子）个个= 原子核Z质子个A X 原子Z Z个核外电子（二）核素核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

一种原子即为一种核素。

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。

或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

（１）两同：质子数相同、同一元素（２）两不同：中子数不同、质量数不同（３）属于同一种元素的不同种原子第二节元素周期律一.原子核外电子的排布１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

2、核外电子的排布规律（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

(能量最低原理)。

2（n表示电子层））各电子层最多容纳的电子数是（22n（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。

二．元素周期律：１、核外电子层排布的周期性变化每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1－2）..２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐增大 3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１＋７－１每周期负化合价：－４4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。

同周期元素金属性和非金属性的递变性：（１）２Na + 2HO ＝2NaOH + H ↑ (容易)Mg + 2 HO 2Mg(OH)+ H ↑（较难）22222△金属性：Na > Mg２）Mg + 2HCl ＝MgCl + H ↑ (容易) 22 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl+3H ↑（较难）23 金属性：Mg > Al 根据1、2得出：金属性 Na > Mg > Al（３）碱性 NaOH > Mg(OH)> Al(OH)3 2金属性：金属性 Na > Mg > AlNa Mg Al金属性逐渐减弱（４）结论： Si P S Cl单质与Ｈ的反应越来越容易生成的氢化物越来越稳定2最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强故：非金属性逐渐增强。

Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。

总结：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：..1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。

在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。

2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

①元素的最高正价等于主族序数。

特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。

②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律应用①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。

②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。

③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

5. 元素周期表中元素性质的递变规律第三节化学键一．离子键１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。

相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）注：（1）成键微粒：阴阳离子间（2）成键本质：阴、阳离子间的静性作用（3）成键原因：电子得失（4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、NaO、KS等22（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)、Ca(OH)等22..BaSONaCO、（3）大多数盐：如 4 23Cl4）铵盐：如NH （4＋铵盐。

（一般规律）小结：一般含金属元素的物质(化合物)1）酸不是离子化合物。

注意：（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。

（２、电子式来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

电子式：在元素符号周围用小黑点(或×) 用电子式表示离子化合物形成过程：）阴离子要用方括号3（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（（1）离子须标明电荷数；。

）用箭头标明电子转移方向(也可不标)；括起；（4）不能把“→”写成“＝”（5二．共价键．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。

1 用电子式表示HCl的形成过程：1）成键微粒：原子注：（）成键实质：静电作用（2 ）成键原因：共用电子对（3 非金属元素形成的单质或化合物形成共价键4（）形成规律：２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

离子化合物化合物共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物３．共价键的存在：非金属单质：H、X 、Ｎ等（稀有气体除外）222共价化合物：HO、 CO 、SiO、 HS等2222复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐４．共价键的分类：非极性键：在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。

共用电子对不发生偏移。

．．极性键：在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。

共用电子对偏向吸引能力强的一方。

．．三．电子式：定义：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

原子的电子式：２．阴阳离子的电子式：＋2、+（１）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如MgNa、等..+电子式：复杂阳离子：如NH 4简单阴离子：、（２）阴离子复杂阴离子：３．物质的电子式：离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。

阴离子电荷总数与阳离子４．用电子式表示形成过程：用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程用电子式表示离子化合物的形成过程..四、分子间作用力和氢键1、分子间作用力⑴定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。

⑵特点：①分子间作用力比化学键弱得多；②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。