高中化學(xué)：物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律知識(shí)點(diǎn)

高中化學(xué)：物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律知識(shí)點(diǎn)一.原子結(jié)構(gòu)原子核的構(gòu)成核電荷數(shù)（z）==核內(nèi)質(zhì)子數(shù)二二核外電子數(shù)二二原子序數(shù)質(zhì)量數(shù)：將原子核內(nèi)所有的質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量取近似整數(shù)值加起來，所得的數(shù)值，叫質(zhì)量數(shù)。質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）二二近似原子量3.原子構(gòu)成4.表示方法原子序數(shù)-相對(duì)原子質(zhì)量原子序數(shù)-相對(duì)原子質(zhì)量元素符號(hào)（紅色指放射性無素）元素名稱外圍電子層排布二.元素、核素、同位素、同素異形體的區(qū)別和聯(lián)系區(qū)別色稱元盍同檻素同素異形休本質(zhì)質(zhì)于數(shù)相同的一類?原子的總稱肪子數(shù)、中于數(shù)都一定的厚子質(zhì)子數(shù)相同、中?子數(shù)不同的梭翥同種元素形成的不同單質(zhì)范疇同類原子原子原子單質(zhì)特性貝有種抵役有個(gè)數(shù)?化學(xué)反應(yīng)中的最＜1噴?；瘜W(xué)性質(zhì)幾乎?完全相同兀素相同、性質(zhì)序同訣定因者質(zhì)子數(shù)質(zhì)子敵、中子數(shù).質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)組咸元素、結(jié)構(gòu)舉例H、b0三種元素t忍斟三種檢Hx徉更互稱同①與a互為同素2.聯(lián)系【名師點(diǎn)睛】（1）在辨析核素和同素異形體時(shí)，通常只根據(jù)二者研究范疇不同即可作出判斷。（2）同種元素可以有多種不同的同位素原子，所以元素的種類數(shù)目遠(yuǎn)少于原子種類的數(shù)目。

自然界中，元素的各種同位素的含量基本保持不變。三.“10電子”、“18電子”的微粒小結(jié)1.“10電子”微粒分子離子^184子Ark\匸于、cr.■二核18電子際HC1HS"三核18電子h￡s四核垃電子PH-，比0乞五核怡取子劇比、CH/,NH2OH六核18電子心比、CH.OH注：苴它如GH,也HA.N：H?尊亦為18電子的微粒。四.元素周期表的結(jié)構(gòu)1.周期

周期打數(shù)所含元素種類教每周朗的起止兀素艮蔣原子序數(shù)短周期2:H^He083''8喪周期四A18/匕血五$18六&32范汽Rn七32(填滿時(shí))s:Fr1]aX&表按未發(fā)現(xiàn)的113亍兀素〉2.族元素周期表中從IIIB到IIB共10個(gè)縱行，包括了第VIII族和全部副族元素，共60多種元素，全部為金屬元素，統(tǒng)稱為過渡元素。特別提醒元素周期表中主、副族的分界線：第IIA族與第IIIB族之間，即第2、3列之間；第IIB族與第IIIA族之間，即第12、13列之間。元素周期表的應(yīng)用元素周期表在元素推斷中的應(yīng)用利用元素的位置與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系推斷。等式一：周期序數(shù)=電子層數(shù)；等式二：主族序數(shù)=最外層電子數(shù)；等式三：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)。利用短周期中族序數(shù)與周期數(shù)的關(guān)系推斷。持硃拉過元棄族序數(shù)等于周期數(shù)冬BftxAl族序數(shù)等于周期數(shù)的2倍C.S施片數(shù)等于周期數(shù)的2悟0周期數(shù)等于族序數(shù)的$信LI周期數(shù)等于族序數(shù)的3佶Na

定位法：利用離子電子層結(jié)構(gòu)相同的“陰上陽下”推斷具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，如aXWYn+、cZ"、dMn-的電子層結(jié)構(gòu)相同，在周期表中位置關(guān)則它們的原子序數(shù)關(guān)系為a>b>d>c。2.元素原子序數(shù)差的確定方法(1)同周期第IIA族和第IIIA族元素原子序數(shù)差。若為IA、IIA族元素，則原子序數(shù)的差值等于上周期元素所在周期的元素種類數(shù)。若為IIIA族至0族元素，則原子序數(shù)的差值等于下周期元素所在周期的元素種類數(shù)。3．啟發(fā)人們?cè)谝欢▍^(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)半導(dǎo)體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。農(nóng)藥中常用兀素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料主要在過渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。oIIAAu陋AnrnAA1234567金局件逐漸增強(qiáng)」!At」ppte0TP非Assb-1農(nóng)素sG?兀——屬BAI全稀仃氣體元素非金屬性逐漸増強(qiáng)-元素周期律1．定義元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律2．實(shí)質(zhì)元素原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果。

3．具體表現(xiàn)形式頂目同周期（左T右）同主族（上亠下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐諭增大逐漸増犬電子層數(shù)相同逐漸増多県子半徑逐渤誠小'逐漸増大離了半徑陽罔子逐漸堿小，陰禺子逐諭減小逐漸増大，化合扮最高正化合價(jià)由+1-+7〔0、F除外），負(fù)化合價(jià)=-（8-主族序數(shù)）相同最高正化合價(jià)=主族序數(shù)】（CKF除外）兀素的金屬性曲非金屋性金屬性逐漸減弱非金屬性逐溺增強(qiáng)金屬性逐漸増強(qiáng)菲金屬性逐諭拡弱離子的氧化性、還原性陽罔子氧化性逐謝增強(qiáng)陰離亍還原性逐渤減弱陰離子氧化性逐諭減弱陰離子還原性逐渤増強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐諭增強(qiáng)逐諭誠弱最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化楊的酸畦性堿性逐渤誠弱酸性逐謝増強(qiáng)堿性逐漸増強(qiáng)酸性逐漸誠弱周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴(yán)格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。金屬性最強(qiáng)的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考慮），非金屬性最強(qiáng)的元素在右上角即F。3．元素化合價(jià)與元素在周期表中位置的關(guān)系。4．元素周期表和元素周期律對(duì)我們的指導(dǎo)作用在周期表中尋找新的農(nóng)藥。在周期表中尋找半導(dǎo)體材料。在周期表中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)元素金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)⑴根據(jù)常見金屬活動(dòng)性順序表判斷金屬元素的金屬性與金屬單質(zhì)的活動(dòng)性一般是一致的,即越靠前的金屬活動(dòng)性越強(qiáng)，其金屬性越強(qiáng)。ioo&&ooNa.MgA1/..nFe支?□□°：丐單辰活動(dòng)性增強(qiáng)，元素金屬性也增強(qiáng)需說明的是這其中也有特殊情況，如Sn和Pb，金屬活動(dòng)性Sn>Pb，元素的金屬性是Sn<Pb，如碰到這種不常見的元素一定要慎重,我們可采用第二種方法。⑵根據(jù)元素周期表和元素周期律判斷同周期元素從左到右金屬性逐漸減弱，如第三周期Na>Mg>Al；同主族元素從上到下金屬性增強(qiáng)，如1中所述，Sn和Pb同屬IV主族，Sn在Pb的上方，所以金屬性Sn>Pb。⑶根據(jù)物質(zhì)之間的置換反應(yīng)判斷通常失電子能力越強(qiáng)，其還原性越強(qiáng)，金屬性也越強(qiáng)，對(duì)于置換反應(yīng)，強(qiáng)還原劑和強(qiáng)氧化劑生成弱還原劑和弱氧化劑，因而可由此進(jìn)行判斷。如：Fe+Cu2+===Fe2++Cu說明鐵比銅金屬性強(qiáng)。這里需說明的是Fe對(duì)應(yīng)的為Fe2+，如：Zn+Fe2+===Zn2++Fe說明金屬性Zn>Fe，但Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，卻不說明金屬性Cu>Fe，而實(shí)為Fe>Cu。⑷根據(jù)金屬單質(zhì)與水或酸反應(yīng)的劇烈程度或置換氫氣的難易判斷某元素的單質(zhì)與水或酸反應(yīng)越容易、越劇烈，其原子失電子能力越強(qiáng)，其金屬性就越強(qiáng)。如Na與冷水劇烈反應(yīng)，Mg與熱水緩慢反應(yīng)，而AI與沸水也幾乎不作用，所以金屬性有強(qiáng)到弱為Na>Mg>Al；再如：Na、Fe、Cu分別投入到相同體積相同濃度的鹽酸中，鈉劇烈反應(yīng)甚至爆炸，鐵反應(yīng)較快順利產(chǎn)生氫氣，而銅無任何現(xiàn)象，根本就不反應(yīng)，故金屬性強(qiáng)弱：Na>Mg>AI。⑸根據(jù)元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱判斷如從NaOH為強(qiáng)堿，Mg(OH)為中強(qiáng)堿，AI(OH)為兩性氫氧化物可得知金屬性：Na>Mg>AI。23⑹根據(jù)組成原電池時(shí)兩電極情況判斷通常當(dāng)兩種不同的金屬構(gòu)成原電池的兩極時(shí)，一般作負(fù)極的金屬性較強(qiáng)如Zn和Cu比較時(shí)，把Zn和Cu用導(dǎo)線連接后放入稀硫酸中，發(fā)現(xiàn)銅片上有氣泡，說明鋅為負(fù)極，故金屬性Zn>Cu。但也應(yīng)注意此方法判斷中的特殊情況，如鋁和銅用導(dǎo)線連接后放入冷濃硝酸中，因鋁鈍化，銅為負(fù)極，但金屬性卻為Al>Cu。⑺根據(jù)金屬陽離子氧化性強(qiáng)弱判斷一般來說對(duì)主族元素而言最高價(jià)陽離子的氧化性越弱，則金屬元素原子失電子能力越強(qiáng)，即對(duì)應(yīng)金屬性越強(qiáng)。⑻根據(jù)在電解過程中的金屬陽離子的放電順序判斷放電順序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+在電解過程中一般先得到電子的金屬陽離子對(duì)應(yīng)金屬的金屬性比后得到電子的金屬陽離子對(duì)應(yīng)金屬的金屬性弱，即位置越靠前的對(duì)應(yīng)金屬的金屬性越弱。如含有Cu2+和Fe2+的溶液電解時(shí)Cu2+先得電子，所以金屬性Fe>Cu。其實(shí)這一方法同7本質(zhì)上是一樣的。⑼根據(jù)金屬失電子時(shí)吸收能量多少判斷元素原子或離子失去或得到電子時(shí)必然伴隨有能量變化，就金屬元素原子失電子而言，在一定條件下，失電子越容易，吸收的能量越少金屬性越強(qiáng)；失電子越難，吸收的能量越多，金屬性越弱。如兩金屬原子X、Y，當(dāng)它們分別失去一個(gè)電子后，都形成稀有氣體原子電子層結(jié)構(gòu)X吸收的能量大于丫，故金屬性Y>X。由以上分析可知，在判斷金屬性強(qiáng)弱時(shí)要綜合運(yùn)用各方面知識(shí)進(jìn)行，以防判斷時(shí)出現(xiàn)偏頗。元素非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)⑴根據(jù)元素周期表判斷同一周期從左到右，非金屬性逐漸增強(qiáng)；同一主族從上到下非金屬性逐漸減弱。⑵從元素單質(zhì)與氫氣化合難易上比較非金屬單質(zhì)與H化合越容易，則非金屬性越強(qiáng)。如：F與H可爆炸式的反應(yīng)，Cl與H點(diǎn)燃或光照即可劇烈反應(yīng)，Br與H需在200°C時(shí)才緩慢進(jìn)行，而222222I與H的反應(yīng)需在更高溫度下才能緩慢進(jìn)行且生成的HI很不穩(wěn)定，同時(shí)發(fā)生分解，故非金屬性22F>Cl>Br>I。⑶從形成氫化物的穩(wěn)定性上進(jìn)行判斷氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)。如：HS在較高溫度時(shí)即可分解，而H0在通電情況下才發(fā)生分解，22所以非金屬性O(shè)>S。⑷從非金屬元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱判斷（F除外，因F無正價(jià)）若最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，則非金屬性越強(qiáng)。例如：原硅酸（HSiO）它難溶于水，是一種很弱的酸，磷酸（HPO）則是中強(qiáng)酸，硫酸（HSO）443424是強(qiáng)酸，而高氯酸（HCIO）酸性比硫酸還要強(qiáng)，則非金屬性Si<P<S<CI。4⑸通過非金屬單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)判斷若非金屬X能把非金屬Y從它的鹽溶液或氣態(tài)氫化物中置換出來，則非金屬性X>Y如已知：2HS+2O===2SJ+2HO,則非金屬性O(shè)>S；另鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)也很好的證明了這一點(diǎn)。22⑹從非金屬陰離子還原性強(qiáng)弱判斷非金屬陰離子還原性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)原子得電子能力越弱，其非金屬性越弱，即“易失難得”，指陰離子越易失電子，則對(duì)應(yīng)原子越難得電子。⑺從對(duì)同一種物質(zhì)氧化能力的強(qiáng)弱判斷如Fe和Cl反應(yīng)比Fe和S反應(yīng)容易，且產(chǎn)物一個(gè)為Fe3+，-個(gè)為Fe2+，說明Cl的非金屬性比S強(qiáng)。⑻根據(jù)兩種元素對(duì)應(yīng)單質(zhì)化合時(shí)電子的轉(zhuǎn)移或化合價(jià)判斷一般來說，當(dāng)兩種非金屬元素化合時(shí)，得到電子而顯負(fù)價(jià)的元素原子的電子能力強(qiáng)于失電子而顯正價(jià)的元素原子。如：S+O2=SO2，則非金屬性O(shè)>S。⑼從等物質(zhì)的量的非金屬原子得到相同數(shù)目電子時(shí)放出能量的多少判斷非金屬性強(qiáng)時(shí)，放出能量多，非金屬性弱時(shí)，放出能量少。綜上所述可知，元素的金屬性和非金屬性與元素得失電子能力以及對(duì)應(yīng)單質(zhì)或離子的氧化性和還原性有著密不可分的關(guān)系，它們可相互推導(dǎo)；這部分內(nèi)容也是對(duì)金屬元素和非金屬元素知識(shí)的整合與提高，一定要詳細(xì)分析，理解記憶，才能撥開解題時(shí)的種種迷霧，得出正確答案。化學(xué)鍵概念：使離子相互結(jié)合或原子相互結(jié)合的作用力。分類J離子鍵化學(xué)鍵1j極性共價(jià)鍵共價(jià)鍵1非極性共價(jià)鍵離子鍵和共價(jià)鍵比較萬子健共帶擁反電荷離子之間的相互作用原子間通過共屈電子對(duì)所形咸朗柘互毎甬成屛機(jī)粒陰陽高子原子成槿實(shí)質(zhì)靜電作用原子間逋過共用電子對(duì)，電子對(duì)檢的靜電引力與植間、電子間的靜電斥力達(dá)到平衝寵咸條件活緩金國2活潑非全屬化合吋；一般形質(zhì)離于鍵同種或不同種非金屋元素的匱子相互結(jié)合時(shí)，—般形成共價(jià)鎮(zhèn)所有的離子化合物中都有離子鋰非金雇單質(zhì)、共價(jià)化合物、舍有復(fù)雜感子（如0H\?〕的離于化合物極性共價(jià)德；不同種元當(dāng)間的共價(jià)議。非扱性同種元素i可的共價(jià)挺.十.電子式的書寫1．電子式的概念在元素符號(hào)周圍，用“?”或“X”來表示原子的最外層電子的式子叫電子式。（1）原子的電子式：元素周圍標(biāo)明元素原子的最外層電子，每個(gè)方向不能超過2個(gè)電子。當(dāng)最外層電子數(shù)小于或等于4時(shí)以單電子分步，多于4時(shí)多出部分以電子對(duì)分布。例如：鎂瘵子；価gx碳瘵子：?氧匣子氟療子::Ne：（2）簡(jiǎn)單陽離子的電子式：簡(jiǎn)單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子的符號(hào)表示，如：Na+、Li+、Mg2+、Ah+等。（3）簡(jiǎn)單陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號(hào)“[]”括起來，并在右上角標(biāo)出“n-”電荷字樣。例如：氧離子H：]'、氟離子（4）多原子離子的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號(hào)“[]”括起來，H[h：E：h「卜并在右上角標(biāo)出“n-”或“n+電荷字樣。例如：銨根離子，氫氧根離子（5）離子化合物的電子式：每個(gè)離子都要單獨(dú)寫，而且要符合陰陽離子相鄰關(guān)系，如MgCl要寫2成，不能寫成，也不能寫成心弊「疳曠用電子式表示離子化合物的形成過程例如：NaCl的形成過程：Na叩包*Na4-\?0*T_Na+NaO的形成過程：2ccc砧比4”口：祐匯C加冷——卜r：Br；VCa2+r；Br：?CaBr2的形成過程：【名師點(diǎn)撥】用電子式表示離子化合物的形成過程是要注意：連接符號(hào)必須用“T”而不用“=”。左邊相同的原子的電子式可以合并，但右邊構(gòu)成離子化合物的每個(gè)離子都要單獨(dú)寫，不能合并。十一.分子間作用力、氫鍵1.分子間作用力⑴概念：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作