第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
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与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 原子 A Z X
3、阳离子 aW m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义
核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点
① 化学性质几乎完全相同
②天然存在的某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占的原子个数百分比(即丰度)一般就是不变的。
三、核外电子排布
1、电子云:我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域(单位体积)出现的机会(几率)大小
2、核外电子排布的规律:
1、电子就是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布;
2、每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数);
3、电子一般总就是尽先排在能量最低的电子层里,即最先排第一层,当第一层排满后,再排第二层,等等。
4.最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
3、元素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(He为2)处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其它物质发生化学反应。
②非金属性与金属性(一般规律)
电外层电子数得失电子趋势元素性质
金属元素<4 易失金属性
非金属元素>4 易得非金属性
一、元素周期表的结构
1、周期:周期序数=电子层数
七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期)
2、族:
主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或:主族序数=最外层电子数) 18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行))
二、元素性质与原子结构
1、碱金属元素
(1) 在结构上:
结构异同:异:核电荷数:由小→大;
电子层数:由少→多;
同:最外层电子数均为1个。
最外层都有１个电子,化学性质相似;随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。
(2) 碱金属元素在化学性质上的规律:
○1相似性:均能与氧气、与水反应,表现出金属性(还原性);
4Li + O2 ==== 2Li2O(白色、氧化锂)
2Na + O2 ==== Na2O2(淡黄色、过氧化钠)
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O === 2KOH + H2↑
○2递变性:与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同;在同一族中,自上而下反应的剧烈程度逐渐增大;
(3) 元素金属性判断标准
○1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。
置换出氢越容易,则金属性越强。
○2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强,则原金属元素
的金属性越强。
○3、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱,则元素金
属性越强。
结论:同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。
2、卤族元素
(1)在结构上:最外层都有7个电子,化学性质相似;
随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱,非金属性逐渐减弱。
(2)卤族元素单质的物理性质的变化规律(随原子序数的递增)
○1.颜色: 浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色
颜色逐渐加深
○2.状态: 气态~液态~固态
○3.熔沸点: 逐渐升高
○4.密度: 逐渐增大
○5.溶解性: 逐渐减小
(3) 卤素单质与氢气反应
○1、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2
○2、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱、即氢化物稳定性次序为
HF>HCl>HBr>HI
反应通式:X2 + H2=== 2HX
(4) 卤素单质间的置换反应:2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2
2NaI + Cl2= 2NaCl + I2
2NaI + Br2= 2NaBr + I2
随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:
F2Cl2Br2I2
氧化性逐渐减弱
非金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
(5) 非金属性强弱判断依据:
1、非金属元素单质与H2化合的难易程度,化合越容易,非金属性也越强。
2、形成气态氢化物的稳定性,气态氢化物越稳定,元素的非金属性也越强。
3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强。
第二节 元素周期律
1、随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
2、随着原子序数的递增,元素原子半径呈现周期性变化
3、随着原子序数的递增,元素化合价呈现周期性变化
4、随着原子序数的递增,元素金属性与非金属性呈现周期性变化
元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化,这个规律叫元素周期律。
元素周期律的实质: 元素性质的周期性变化就是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
金属性:Na>Mg>Al
碱性强弱:NaOH>M g(O H )2>Al (O H )3 非金属性:Si<P<S<Cl
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强原子核对最外层电子的
吸引力增强 性变化的必然结果。
元素金属性与非金属性的递变
1234567
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族周期
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金
属性逐
渐增强
B Si As Te At
Al Ge Sb Po 非金属性逐渐增强Fr
F
元素金属性和非金属性的递变位、构、性三者之间的关系
元素周期表知识点总结
位、构、性三者之间的关系
原子结构
原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
最外层电子数
原子半径
表中位置
同主族—相似性、递变性
同周期—递变性
元素性质
电子得
失难易
金属性与
非金属性
强弱
第三节化学键
一、离子键
1、定义:阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用,叫作离子键。
(1)、成键粒子:阴阳离子
(2)、成键性质:静电作用(静电引力与斥力)
2、形成条件:
活泼金属M M n+
化合离子键
活泼非金属X X m-
3、离子键的实质:阴阳离子间的静电吸引与静电排斥。
知识拓展------
离子键的强弱比较:离子半径越小,带电荷越多,阴阳离子间作用力就越强。
二、电子式
1、表示原子
2、表示简单离子:
3、表示离子化合物
4、表示离子化合物的形成过程
二、共价键
1、定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(1) 成键粒子:原子
(2) 成键性质:共用电子对间的相互作用
2、形成条件:
同种或不同种非金属元素原子结合;
部分金属元素元素原子与非金属元素原子,如AlCl3 ,FeCl3;
-ne-
+me-
吸引、排斥
达到平衡
元素周期表知识点总结
3、存在:
(1 ) 非金属单质
(2) 原子团
(3) 气态氢化物,酸分子,非金属氧化物,大多数有机物
4、电子式表示:
5、共价键的种类:
(1) 配位键:共用电子对由成键单方面提供的共价键。
例如NH4＋、H3O+
(2) 非极性键:电子对处在成键原子中间;
极性键:电子对偏向于成键原子其中一方。
知识拓展------共价键性质的参数
1、键长:成键的两个原子或离子的核间距离。
3、键角:分子中相邻的两个键之间的夹角。
2、键能:拆开1 mol某键所需的能量叫键能。
单位:kJ/mol。
三、化学键
1.定义:离子相结合或原子间相结合的作用力分子间的作用力称为化学键
2、分类:
3、化学反应的实质:旧化学键的断裂与新化学键的形成。
四、分子间作用力与氢键
1、分子间作用力
(1) 定义:把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力(也叫范德华力)。
(2)一般来说,对于组成与结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高。
(2) 氢键作用:
○1使物质有较高的熔沸点(H2O、HF 、NH3)
○2使物质易溶于水(C2H5OH,CH3COOH)。