知识点总结化学物质结构

1、第一章 物质结构元素周期律一、原子结构1、原子A ZX中，质子有 Z 个，中子有 A-Z 个，核外电子有 Z 个。2、质量数（A）= 质子数 （Z）+ 中子数 （N）（质量数在数值上等于其相对原子质量） 原子中：原子序数= 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 + 离子电荷数 阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数 - 离子电荷数3、电子层划分电子层数1234567符号 K LMNOPQ离核距离近 远能量高低低 高4、核外电子排布规律（一低四不超）（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 从能量低的电子层逐步向能量高的电

2、子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。（2）各电子层再多容纳的电子数是 2n2 个(n表示电子层)（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）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。5、概念元素：具有相同 核电荷数 的同一类原子的总称 核电荷数决定元素种类核素：具有一定数目 质子 和一定数目 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原子之间的互称。例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等6、粒子半径大小的

3、比较（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+（3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态

4、越高的粒子半径越小。例：Fe3+<Fe2+<Fe,H+<H<H- （5）电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。例：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同主族元素O2比较，因Al3+< O2，且O2< S2-,故Al3+< S2-二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期 。7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 = 周期数 （第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期 长周期18第5周期18第

5、6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族 7个主族7个副族0族第族主族第A族H和碱金属1主族数 = 最外层电子数 第A族碱土金属2第A族 3第A族碳族元素4第A族氮族元素5第A族氧族元素6第A族卤族元素70族稀有气体2或8副族第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第族2、元素周期表中元素性质递变规律同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径大 小小 大电子层结构电子层数相同，最外层电子增多最外层电子相同，电子层数增多失电子能力得电子能力逐渐减小逐渐增大逐渐增大逐

6、渐减小金属性非金属性逐渐减弱逐渐增强逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价+1 +7最高正价=族序数最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属元素气态氢化物及稳定性形成：难 易稳定性：弱 强形成：易 难稳定性：强 弱3、碱金属元素（1）碱金属的原子结构示意图：Li钠 钾铷 铯（2）碱金属元素最外层电子都是1，这些元素的化合价都是+1价，从锂到铯，核电荷数依次增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱。（3）碱金属单质除铯略带金属光泽外其余均呈银白色，密度小，熔点低，硬度较小，导电性和导热性良好。（4）从锂到铯：原子半径 Li

7、<Na<K<Rb<Cs，金属性 Li<Na<K<Rb<Cs ，与水反应的剧烈程度 Li<Na<K<Rb<Cs ，碱性 LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH（5）书写以下方程式锂与氧气：4LiO2 2Li2O 钠与氧气：2Na+O2 Na2O2钠与水：2Na+2H2O 2NaOH+H2 钾与水：2K+2H2O 2KOH+H2 3、卤族元素（1）卤素原子结构示意图：F ，Cl ，Br I（2）卤族元素最外层电子数都是7，这些元素的最低化合价均为-1价，从F到Cl，核电荷依次增大，电子层数依次增

8、多，原子半径逐渐增大。（3）从F到I，随着原子序数的递增，单质的颜色逐渐变深，状态由气态到液态到固态，熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大。（4）书写以下方程式F2+H2 2HF， Cl2+H2 2HCl Br2H2 2HBr I2H2 2HI（5）填颜色H2OCCl4Br2橙橙红I2褐紫红 （6）从F到I，原子半径 F<Cl<Br<I,非金属性 F>Cl>Br>I,与氢气反应的容易程度 F2>Cl2>Br2>I2,稳定性 HF>HCl>HBr>HI,酸性 HClO4>HBrO4>HIO4三、化学键离子键共价键概念带相反电荷之间的相互作用原子间通过公用电子对形成的相互作用成键微粒阴、阳离子原子成键条件得失电子电子对共用成键本质阴、阳离子的静电作用原子间通过共用电子对键强弱判断成键离子半径越小，离子所带电荷越高，离