高中化学：物质结构 元素周期律知识点

高中化学：物质结构元素周期律知识点一.原子结构原子核的构成核电荷数（z）==核内质子数二二核外电子数二二原子序数质量数：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）二二近似原子量3.原子构成4.表示方法原子序數-相对原子质量原子序數-相对原子质量元素符号（红色指放射性无素）元素名称外围电子层排布二.元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系区别色称元盍同檻素同素异形休本质质于数相同的一类•原子的总称肪子数、中于数都一定的厚子质子数相同、中•子数不同的梭翥同种元素形成的不同单质范畴同类原子原子原子单质特性貝有种抵役有个数•化学反应中的最＜1喷粒化学性质几乎•完全相同兀素相同、性质序同诀定因者质子数质子敌、中子数.质子数、中子数组咸元素、結构举例H、b0三种元素t忍斟三种檢Hx徉更互称同①与a互为同素2.联系【名师点睛】（1）在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。（2）同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。

自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。三.“10电子”、“18电子”的微粒小结1.“10电子”微粒分子离子^184子Ark\匸于、cr.■二核18电子际HC1HS"三核18电子h£s四核垃电子PH-，比0乞五核怡取子劇比、CH/,NH2OH六核18电子心比、CH.OH注：苴它如GH,也HA.N：H?尊亦为18电子的微粒。四.元素周期表的结构1.周期

周期打数所含元素种类教每周朗的起止兀素艮蒋原子序数短周期2:H^He083''8丧周期四A18/匕血五$18六&32范汽Rn七32(填满时)s:Fr1]aX&表按未发现的113亍兀素〉2.族元素周期表中从IIIB到IIB共10个纵行，包括了第VIII族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：第IIA族与第IIIB族之间，即第2、3列之间；第IIB族与第IIIA族之间，即第12、13列之间。元素周期表的应用元素周期表在元素推断中的应用利用元素的位置与原子结构的关系推断。等式一：周期序数=电子层数；等式二：主族序数=最外层电子数；等式三：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。利用短周期中族序数与周期数的关系推断。持硃拉过元棄族序数等于周期数冬BftxAl族序数等于周期数的2倍C.S施片數等于周期数的2悟0周期数等于族序数的$信LI周期数等于族序数的3佶Na

定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如aXWYn+、cZ"、dMn-的电子层结构相同，在周期表中位置关则它们的原子序数关系为a>b>d>c。2.元素原子序数差的确定方法(1)同周期第IIA族和第IIIA族元素原子序数差。若为IA、IIA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。若为IIIA族至0族元素，则原子序数的差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。3．启发人们在一定区域内寻找新物质半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。农药中常用兀素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。oIIAAu陋AnrnAA1234567金局件逐渐增强」!At」ppte0TP非Assb-1农素sG•兀——属BAI全稀仃气体元素非金属性逐渐増强-元素周期律1．定义元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律2．实质元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

3．具体表现形式顶目同周期（左T右）同主族（上亠下）原子结构核电荷数逐谕增大逐渐増犬电子层数相同逐渐増多県子半径逐渤诚小'逐渐増大离了半径阳罔子逐渐碱小，阴禺子逐谕减小逐渐増大，化合扮最高正化合价由+1-+7〔0、F除外），负化合价=-（8-主族序数）相同最高正化合价=主族序数】（CKF除外）兀素的金属性曲非金屋性金属性逐渐减弱非金属性逐溺增强金属性逐渐増强菲金属性逐谕拡弱离子的氧化性、还原性阳罔子氧化性逐谢增强阴离亍还原性逐渤减弱阴离子氧化性逐谕减弱阴离子还原性逐渤増强气态氢化物稳定性逐谕增强逐谕诚弱最高价氧化物对应水化杨的酸畦性碱性逐渤诚弱酸性逐谢増强碱性逐渐増强酸性逐渐诚弱周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系。4．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用在周期表中寻找新的农药。在周期表中寻找半导体材料。在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。元素金属性、非金属性强弱判断依据元素金属性强弱判断依据⑴根据常见金属活动性顺序表判断金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的,即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。ioo&&ooNa.MgA1/..nFe支⑪□□°：丐单辰活动性增强，元素金属性也增强需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性Sn>Pb，元素的金属性是Sn<Pb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重,我们可采用第二种方法。⑵根据元素周期表和元素周期律判断同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na>Mg>Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属IV主族，Sn在Pb的上方，所以金属性Sn>Pb。⑶根据物质之间的置换反应判断通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe+Cu2+===Fe2++Cu说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn+Fe2+===Zn2++Fe说明金属性Zn>Fe，但Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，却不说明金属性Cu>Fe，而实为Fe>Cu。⑷根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而AI与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na>Mg>Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na>Mg>AI。⑸根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断如从NaOH为强碱，Mg(OH)为中强碱，AI(OH)为两性氢氧化物可得知金属性：Na>Mg>AI。23⑹根据组成原电池时两电极情况判断通常当两种不同的金属构成原电池的两极时，一般作负极的金属性较强如Zn和Cu比较时，把Zn和Cu用导线连接后放入稀硫酸中，发现铜片上有气泡，说明锌为负极，故金属性Zn>Cu。但也应注意此方法判断中的特殊情况，如铝和铜用导线连接后放入冷浓硝酸中，因铝钝化，铜为负极，但金属性却为Al>Cu。⑺根据金属阳离子氧化性强弱判断一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。⑻根据在电解过程中的金属阳离子的放电顺序判断放电顺序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+在电解过程中一般先得到电子的金属阳离子对应金属的金属性比后得到电子的金属阳离子对应金属的金属性弱，即位置越靠前的对应金属的金属性越弱。如含有Cu2+和Fe2+的溶液电解时Cu2+先得电子，所以金属性Fe>Cu。其实这一方法同7本质上是一样的。⑼根据金属失电子时吸收能量多少判断元素原子或离子失去或得到电子时必然伴随有能量变化，就金属元素原子失电子而言，在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少金属性越强；失电子越难，吸收的能量越多，金属性越弱。如两金属原子X、Y，当它们分别失去一个电子后，都形成稀有气体原子电子层结构X吸收的能量大于丫，故金属性Y>X。由以上分析可知，在判断金属性强弱时要综合运用各方面知识进行，以防判断时出现偏颇。元素非金属性强弱判断依据⑴根据元素周期表判断同一周期从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下非金属性逐渐减弱。⑵从元素单质与氢气化合难易上比较非金属单质与H化合越容易，则非金属性越强。如：F与H可爆炸式的反应，Cl与H点燃或光照即可剧烈反应，Br与H需在200°C时才缓慢进行，而222222I与H的反应需在更高温度下才能缓慢进行且生成的HI很不稳定，同时发生分解，故非金属性22F>Cl>Br>I。⑶从形成氢化物的稳定性上进行判断氢化物越稳定，非金属性越强。如：HS在较高温度时即可分解，而H0在通电情况下才发生分解，22所以非金属性O>S。⑷从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断（F除外，因F无正价）若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。例如：原硅酸（HSiO）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（HPO）则是中强酸，硫酸（HSO）443424是强酸，而高氯酸（HCIO）酸性比硫酸还要强，则非金属性Si<P<S<CI。4⑸通过非金属单质与盐溶液的置换反应判断若非金属X能把非金属Y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属性X>Y如已知：2HS+2O===2SJ+2HO,则非金属性O>S；另卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。22⑹从非金属阴离子还原性强弱判断非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。⑺从对同一种物质氧化能力的强弱判断如Fe和Cl反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，-个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。⑻根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。如：S+O2=SO2，则非金属性O>S。⑼从等物质的量的非金属原子得到相同数目电子时放出能量的多少判断非金属性强时，放出能量多，非金属性弱时，放出能量少。综上所述可知，元素的金属性和非金属性与元素得失电子能力以及对应单质或离子的氧化性和还原性有着密不可分的关系，它们可相互推导；这部分内容也是对金属元素和非金属元素知识的整合与提高，一定要详细分析，理解记忆，才能拨开解题时的种种迷雾，得出正确答案。化学键概念：使离子相互结合或原子相互结合的作用力。分类J离子键化学键1j极性共价键共价键1非极性共价键离子键和共价键比较萬子健共带拥反电荷离子之间的相互作用原子间通过共屈电子对所形咸朗柘互毎甬成屛機粒阴阳高子原子成槿实质静电作用原子间逋过共用电子对，电子对檢的靜电引力与植间、电子间的静电斥力达到平衝宠咸条件活緩金国2活泼非全属化合吋；一般形质离于键同种或不同种非金屋元素的匱子相互結合时，—般形成共价镇所有的离子化合物中都有离子锂非金雇单质、共价化合物、舍有复杂感子（如0H\©〕的离于化合物极性共价德；不同种元當间的共价議。非扱性同种元素i可的共价挺.十.电子式的书写1．电子式的概念在元素符号周围，用“•”或“X”来表示原子的最外层电子的式子叫电子式。（1）原子的电子式：元素周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分步，多于4时多出部分以电子对分布。例如：镁瘵子；価gx碳瘵子：©氧匣子氟療子::Ne：（2）简单阳离子的电子式：简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，如：Na+、Li+、Mg2+、Ah+等。（3）简单阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样。例如：氧离子H：]'、氟离子（4）多原子离子的电子式：不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，H[h：E：h「卜并在右上角标出“n-”或“n+电荷字样。例如：铵根离子，氢氧根离子（5）离子化合物的电子式：每个离子都要单独写，而且要符合阴阳离子相邻关系，如MgCl要写2成，不能写成，也不能写成心弊「疳旷用电子式表示离子化合物的形成过程例如：NaCl的形成过程：Na叩包*Na4-\•0*T_Na+NaO的形成过程：2ccc砧比4”口：祐汇C加冷——卜r：Br；VCa2+r；Br：?CaBr2的形成过程：【名师点拨】用电子式表示离子化合物的形成过程是要注意：连接符号必须用“T”而不用“=”。左边相同的原子的电子式可以合并，但右边构成离子化合物的每个离子都要单独写，不能合并。十一.分子间作用力、氢键1.分子间作用力⑴概念：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作