旧人教版高一化学总复习：第五章《元素周期律》

第五章 元素周期律1. 原子结构：的含义：表示一个质量数A，质子数为Z的原子.核外电子质量约为9.1095，核外电子的运动用电子云描述（氢原子的电子云是球形对称的，黑点越密集的空间表示电子在此出现机会越大）.核外电子的排布的规律：核外电子尽量排布在能量低的电子层，然后由里向外按能量的高低依次排在能量由低到高的电子层；每层最多容纳电子数为；最外层最多能排8个电子（但K层最多只排2个电子）；次外层最多能排18个电子（L层最多能排8个电子）；倒数第3层电子数目不能超过32个.电子层数1234567符号KLMNOPQ能量大小 KLMNOPQ核外有10个电子微粒：阳离子：、； 阴离子：N、O、F、OH、NH；分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4核外有18个电子微粒：Ar、HCl、H2S、SiH4、H2O2、PH3、P2、C2H6元素原子核结构的特殊性：H原子核中无中子，最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na等，并不是全部都是碱金属. 最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar，电子层数与最外层电子数相等的元素是Al、H、Be. 注意：电子层不依赖电子的存在，即该层没电子并不能说没有此电子层. 原子并不是实心的. 核内质子数和核外电子数均相同的粒子不一定是同种元素的原子.因为还需要电子排布相同，才是同种元素，它们应是不同分子或离子.H元素的平均质量.（平均质量针对元素讲，因为有3种氢元素）单质形成的离子一定具有稀有气体的电子层结构.（）例如：副族.2. 元素周期律的实质：元素的性质随着元素的原子序数起着周期性变化（因为元素核外电子排布的周期性变化）. 原子核外电子层数和核电荷数是影响原子半径大小的主要因数.粒子的核电荷数相同，粒子的电子层数愈多，粒子半径愈大；粒子的电子层数相同，核电荷数越大，粒子半径越小.（稀有气体除外）随着原子序数增加，元素单质呈现“活泼金属活泼非金属稀有气体”的周期性变化.随着原子序数增加，元素的氧化物呈现“金属氧化物两性氧化物酸性氧化物”的周期性变化.元素周期律的实质是元素原子的核外电子排布的随原子序数的递增而呈现周期性变化.随着原子序数增加，元素的最高价氧化物的水化物呈现“碱两性氢氧化物酸”的周期性变化.元素的金属性：单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易.愈容易置换出水或酸中的氢气，元素的金属性愈强. 元素的氢氧化物的碱性：氢氧化物碱性愈强，则元素的金属性愈强.元素的非金属性：元素的单质与氢气化合愈容易，元素的非金属性愈强.非金属最高价氧化物的水化物的酸性愈强，元素的非金属性愈强.注意：元素周期表中，每个周期内金属与非金属过渡的金属元素一般具有两性. 原子最外层电子数的比较多少不能判定元素的金属性强弱应从得失电子的难易程度来判断.氢氧化物不一定都显碱性，如Al(OH)3、H3AlO3铝酸3. 元素周期表：（从IIIB族IIB族10个纵行的元素都是金属元素） （一）元素周期表： 注意：原子序数为奇数的是奇数主族的元素；原子序数为偶数的是偶数主族的元素；（二）元素周期表中元素性质递变规律：同周期元素从左到右性质递变性 质 递 变举 例原子半径逐渐减小相邻周期元素前一周期元素的阴离子半径大于后一周期元素的阳离子半径rNarMgrAlrSrCl 注意： rFe2+rFe3+ 元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强金属活泼性：NaMgA非金属活泼性：PSCl 最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱、酸性逐渐增强NaOH强碱，Mg(OH)2弱碱，Al(OH)3两性；H2SO4强酸，HClO4最强酸最高正价从+1+7逐渐变化，最低负价=族序数Na Mg Al Si P S Cl+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 气态氢化物的稳定性逐渐增强形成难易稳定性：PH3H2SHCl难易单质的氧化性增强，还原性减弱F2是氧化性最强的单质（氟元素无正价）（三）同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下性质递变递 变 规 律举 例电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大rLirNarKrRbrCs最外层电子愈易失去，元素的金属性增强，非金属性逐渐减弱金属活动性： LiNaKRbCs非金属性：FClBrI最活泼非金属：F最活泼金属：Cs最高价氧化物的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱（酸都有氧化性）（酸性意味生成盐和水）碱性：LiOHNaOHKOH最强碱：CsOH酸性：HClO4HBrO4HIO4最强酸：HClO4元素的化合价：最高正价=主族数最低负价=主族数氟元素无正价（氧元素与F结合时，显正价，但无最高正价+6）；最外层电子达4个或4个以上元素开始有负价；具有负价的元素，其正价常有变价氢化物的稳定性逐渐减弱形成难易稳定性：H2OH2S；HFHClHBrHI易难单质的氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强氧化性：F2Cl2Br2I2还原性：LiNaKRbCs（四）常见元素的性质特点：气态氢化物显碱性的元素是N； 最强的无氧酸是HI酸；形成最轻单质的元素，或既可形成M+，又可形成的元素是H； 形成化合物最多的元素，或单质在自然界中硬度最大的元素，或气态氧化性（CH4）中氢的质量分数最大的元素是C；最活泼的非金属元素，或无含氧酸的元素，或气态氢化物最稳定的元素是F； 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S； 单质最容易着火的元素是P；能形成A2B2型的化合物的元素有H、O、Na、C（H2O2、Na2O2、C2H2等）.五）XY2、XY3： 注意：元素的化学性质跟原子的最外层电子数目关系非常密切. 若两个相同元素的原子核内的质子数相同，中子数不一定相同，若两个原子核外电子排步相同，则它们属于用种元素.分子是保持物质化学性质的最小粒子；原子是化学变化中的最小粒子. 元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称.（只讲种类，不讲个数；而原子讲种类，又讲个数） 具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子叫核素.同一种元素可能有几种不同的核素.同一元素的不同核素，一定是质子数相同，中子数不同. 同一种元素不同核素之间互称同位素（质子数相同而中子数不同的原子），同位素与同位素之间的化学性质几乎相同. 最外层有4个电子的可能是VIA（如S）或IVA（如C）.核电荷数相同的粒子一定是同一元素的不同原子.（）（例如：Na+和Na）4. 阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键. 离子键实质：阴、阳离子间的静电作用. 成键微粒：阴、阳离子. 成键条件：活泼金属（如钾、钠、镁等）与活泼非金属（如氯、溴等）通过原子间得失电子形成阴阳离子；或活泼金属氨根（NH4+）与非活泼金属酸根或OH.注意： 静电作用是指阴、阳离子间的引力（阴阳离子之间）和斥力（原子核与原子核，核外电子与核外电子）达到平衡. 阴、阳离子成键后整个体系的能量降低，能量越低越稳定.影响离子键强弱的因素有：离子半径和电荷.离子半径越小，带电荷越多，阴阳离子间的作用越强. 离子键的强弱影响离子化合物的熔点、沸点和溶解性等.例：rNa+rK+，NaCl的离子键比KCl的离子键强，NaCl的熔点比KCl的熔点高.常用作耐火材料的Al2O3、MgO是半径小、电荷高的离子化合物. 离子化合物一般具较大硬度，较高沸点.很多离子化合物能溶于水，在熔化状态和水溶液中能导电（CaF2离子化合物不溶于水）.离子化合物在蒸汽状态下，可存在单个分子.（离子化合物在任何条件下都不存在分子 ） 只有活泼金属与活泼非金属之间才能形成离子化合物.（） 例如：NH4Cl原子间通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的化学键，叫做共价键. 成键微粒：原子.成键实质：共用电子对与两核间的相互作用. 成键条件：一般由同种或不同种非金属元素原子形成. 成键原子必须有未成对原子.一个原子能提供多少个电子形成共用电子对，就可以形成多少个共价键.注意：构成单质分子的微粒一定含有共价键.（） 例如：稀有气体由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物.（） 例如：NH4Cl是离子化合物不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键.（） 例如：以O的原子团化学键是指分子中或晶体中，相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用.注意：化学键形成的本质原因就是相互化合的原子趋于稳定结构时，直接相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用.分子内原子间的相互作用不一定都是化学键.相互作用包含了电子间、原子核之间的排斥作用和原子核与电子之间的引力作用，当两者达到平衡时才能形成稳定的化学键.一个化学反应过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程.分子间作用力（离子化合物不存在分子间作用力）影响物理性质，化学键影响化学性质.稀有气体的原子之间存在的既不是离子键，也不是化学键，而是分子作用力.离子键、共价键的实质是电性的相互作用.稀有气体不形成双原子分子是因为它以达到稳定结构.在分子中不一定存在化学键.例如：稀有气体.附：（一）常见几种物质的结构式如下：化 学 式结 构 式化 学 式结 构 式N2NN CH4NH3CO2O=C=OHClHClHClOHOClH2O2HOOH既含非极性键，又含极性键H2SO4H2O（二）共价键类型：项 目非 极 性 键极 性 键定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判断依据不显电性显电性举例单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键气