元素周期表知识点总结

第一章第一章 物质结构物质结构 元素周期律元素周期律 第一节第一节 元素周期表元素周期表 一 原子结构一 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和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 X A Z 3 阳离子 aWm 核电荷数 质子数 核外电子数 核外电子数 a m 阴离子 bYn 核电荷数 质子数 核外电子数 核外电子数 b n 二 核素 同位素二 核素 同位素 1 定义 核素 人们把具有一定数目质子和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 化学性质几乎完全相同 天然存在的某种元素 不论是游离态还是化合态 其各种同位素所占的原子 个数百分比 即丰度 一般是不变的 三 核外电子排布三 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 2n2 n 代表电子层数 3 电子一般总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 原子核 核外电子 中子 A Z 个 Z 个 质子 Z 个 3 元素性质与元素的原子核外电子排布的关系 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 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易得非金属性 一 元素周期表的结构一 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 族 8 9 10 三个纵行 二 元素性质与原子结构二 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 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 相似性 均能与氧气 与水反应 表现出金属性 还原性 1 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 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 2 应的剧烈程度逐渐增大 3 元素金属性判断标准 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 1 则金属性越强 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 2 素的金属性越强 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 3 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 颜色 浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色 1 颜色逐渐加深 状态 气态 液态 固态 2 熔沸点 逐渐升高 3 密度 逐渐增大 4 溶解性 逐渐减小 5 3 卤素单质与氢气反应 卤素单质与 H2 反应的剧烈程度 F2 Cl2 Br2 I2 1 生成氢化物的稳定性 逐渐减弱 即氢化物稳定性次序为 2 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 F2 Cl2 Br2 I2 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 第第 2 节节 元素周期律元素周期律 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 Mg OH 2 Al OH 3 非金属性 Si P S Cl 氢化物的稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 酸性强弱 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 元素周期律 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期 性变化的必然结果 元素金属性和非金属性的递变 位 构 性三者之间的关系 位位 构构 性性三三者者之之间间的的关关系系 原原子子结结构构 原原子子序序数数 质质子子数数 周周期期序序数数 电电子子层层数数 主主族族序序数数 最最外外层层电电子子数数 最最外外层层电电子子数数 原原子子半半径径 表表中中位位置置 同同主主族族 相相似似性性 递递变变性性 同同周周期期 递递变变性性 元元素素性性质质 电电子子得得 失失难难易易 金金属属性性与与 非非金金属属性性 强强弱弱 第三节第三节 化学键化学键 一 离子键一 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 静电引力和斥力 2 形成条件 活泼金属 M Mn 化合 离子键 活泼非金属 X Xm 3 离子键的实质 阴阳离子间的静电吸引和静电排斥 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 二二 电子式电子式 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 二二 共价键共价键 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 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 旧化学键的断裂和新化学键