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原子结构元素周期律一、原子结构1原子核2AZX和元素、核素、同位素 (1)AZX表示一个质量数A，质子数为Z的原子。(2)粒子间关系 质量数(A)质子数(Z)中子数(N) 核外电子数（中性）质子数 核电荷数原子序数阳离子：核外电子数质子数-电荷数 阴离子：核外电子数质子数+电荷数 (3) 元素、核素、同位素核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素，互称为同位素。两个特征：A:同一元素的各种同位素的化学性质 几乎完全相同，物理性质不同。B:在天然存在的某种元素里，各种同位素所占的原子个数百分数一般是不变的。重要核素：A:用以制造氢弹的是：21H、31H B:原子弹的核燃料是：23592U C:考古时用于测定文物年代的是：146C元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。三者关系“三同”比较 同分异构体：同素异形体：同种元素组成结构不同的单质（金刚石与石墨、C60；红磷与白磷；O2与O3）同位素：质子数同，中子数不同，同一元素的不同原子11 H、21H、31H H D T 氕 氘 氚相对原子质量（1）核素的相对原子质量一个原子的实际质量(kg) 与126C原子的实际质量(kg) 的1/12相比所得比值叫做该原子的相对原子质量（2）元素的相对原子质量：该元素所含的天然的稳定的各核素相对原子质量的平均值MM1X1+ M2X2+ X1代表各天然核素的原子百分数3核外电子排布 (1)分层排布：K、L、M、N、O、P、Q离核远，能量高(2)排布规律：核外电子一般总是尽先排布在 能量较低的电子层里。每个电子层最多容纳的电子数为 2n2。最外层最多容纳电子数不超过 8 (K层为最外层时不超过 2 )。次外层最多容纳的电子数目不超过 18 ，倒数第三层不超过 32 。4元素性质递变(1)一般规律：最外层电子数：1-8（K层2）递变化合价：最高正价：+1 - +7（O、F无正价）最低负价：间断-4 -3 -2 -1半经：同主族（上-下）：小至大同周期（左-右）：大至小（稀有气体除外）金属性非金属性同周期（左-右）：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（电子层数同，核电荷数增多，核外电子数增多，原子半经减小，核对核外电子吸引力增大，得电子能力增强，失电子能力减弱。）同主族（上-下）：金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（最外层电子数同，电子层数增多，原子半经增大，核对核外电子吸引力减弱，得电子能力减弱，失电子能力增强。）电子层结构相同的粒子10电子微粒分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4阳离子：Mg2、Na、Al3、H3O NH4阴离子：N3、 OH、 NH2、FO218电子微粒 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、F2、CH3CH3、CH3OH、N2H4、阳离子：K、Ca2阴离子：、S2、HS、Cl、O22。(2) 半经比较（三看）一看电子层数：大大二看核电荷数：电子层结构相同的粒子：Z大半经小Al3Mg2NaNe FO2N3同周期（左-右）：原子半经：Z大半经小离子半经：阳离子半经（前面）阴离子半经（后面）（Z大半经小） （Z大半经小）NaMg2Al3 S2Cl同主族（上-下）原子或离子半经：Z大半经大三看电子数：大小ClCl二、元素周期律，周期表1周期律：元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律2实质：核外电子排布的周期性变化。3表现形式：周期表4周期表结构(1)横行：周期(七个周期) 周期序数=电子层数（2 8 8 18 18 32 ）， 3短 3长1不完)123 456 7 六周副一个格（15种镧系）七周副一个格（15种锕系）(2)纵行：族(18个纵行，16个族)7主族（A）7副族（B）族(8,9,10纵行)0族(18行)主族序数=最外层电子数=最高正价数价电子数=最外层或次外层电子数(3)分界线：沿周期表中 Al Ge Sb Po 与 B Si As Te Ar 的交界处画一条斜线（B Al下台阶找），线左下方为金属，右上方为非金属性。线附近元素既表现金属性，又表现非金属性。过度元素（均为金属）：介于一二主族间的7个副族和族共10个纵行5性质递变（1）同周期（左-右）：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（电子层数同，核电荷数增多，核外电子数增多，原子半经减小，核对核外电子吸引力增大，得电子能力增强，失电子能力减弱。）（2）同主族（上-下）：金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（最外层电子数同，电子层数增多，原子半经增大，核对核外电子吸引力减弱，得电子能力减弱，失电子能力增强。） 三周期为例(1)比较金属性NaMgAl置换出水或酸中氢的难易为：NaMgAl最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH 强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物。 (2)的比较非金属性SiPSCl与H2化合难易及气态氢化物的稳定SiPSCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4 弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4 强酸 HClO4最强酸(H2SiO3) 碱金属和卤族为例(1)碱金属碱金属包括：Li、Na、K、Rb、Cs原子结构相似性：最外层均有1个电子 递变性：电子层数逐渐增多核电荷数依次增大原子半径依次增大元素性质相似性：都具有较强的金属性 递变性：金属性依次增强最高正价均为1价。单质性质 a物理性质相似性：都呈银白色(Cs除外)，密度较小，熔点较低。递变性：密度依次有增大的趋势熔点依次降低b化学性质 相似性：都具有较强的还原性递变性：还原性依次增强，与O2反应越来越易，且产物越来越复杂。(2)卤族元素 卤族元素：包括F、Cl、Br、I、At原子结构相似性：最外层均有7个电子递变性：电子层数逐渐增多 核电荷数依次增大 ，原子半径依次增大元素性质 相似性：都具有较强的非金属性，最高正价均为7价。递变性：金属性依次减弱单质性质 a物理性质 相似性：都颜色色，递变性：颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高b化学性质 相似性：都具有较强的氧化性递变性：氧化性逐渐减弱，与H2化合越来越难，生成的氢化物越来越不稳定6元素的“位、构、性”关系7周期表周期律应用的意义(1)科学预言：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。(2)寻找新材料 半导体材料：金属性与非金属分界处的元素；优良的催化剂：过渡元素；耐高温、耐腐蚀的特种合金材料：过渡元素；高效农药：含 F、Cl、S、P等元素的化合物。三、分子结构（一）化学键1概念：相邻原子间的强烈相互作用 2类型 3反应实质：旧键断，新键形成过程离子键 化学键 共价键 极性键 非极性键（二）、离子键及离子化合物1离子键：阴、阳离子之间的静电作用。2离子化合物 (1)概念：一定有离子键（可以有共价键）的化合物。(2)形成条件：活泼金属（1，2主族）形成阳离子与活泼非金属（6，7主族）形成阴离子元素形成化合物。 (3)性质（强电解质）固态不导电，熔融态或溶于水全部电离导电(4)判别：强碱绝大多数盐活泼金属氧化物（三）、共价键及共价键化合物 1共价键：原子间通过 共用电子对形成的相互作用。2共价化合物 (1)概念：只含有共价键（无离子键）的化合物(2)形成条件：非金属化合： 同原子：非极性键 不同原子：极性键(3)性质（可