1、zxz請看下列表示+ dac+ab 第一章 物質結構元素周期律第一節 元素周期表一、原子結構1. 原子核的構成質子z 個原子核a原子 x中子 （a-z）個核外電子z 個核電荷數(z) = 核內質子數 = 核外電子數 = 原子序數2、質量數將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來，所得的數值，叫質量數。表示原子組成的一種方法質量數 a元素符號核電荷數 （核內質子數）a代表質量數； b代表質子數既核電荷數；x c代表離子的所帶電 e 荷數；bd 代表化合價e 代表原子個數質量數（a）= 質子數（z）+ 中子數（n） 陽離子 w m+ ：核電荷數質子數核外電子數， 核外電子數am陰離子

2、 yn-：核電荷數質子數cl br i2 生成氫化物的穩定性:逐漸減弱.即氫化物穩定性次序為 hfhclhbrhi反應通式：x + h = 2hx(2) 鹵素單質間的置換反應：2nabr+ cl = 2nacl +br ； 2nai + cl = 2nacl + i ； 2nai + br = 2nabr + i 隨核電荷數的增加，鹵素單質氧化性強弱順序：f cl br i氧化性逐漸減弱非金屬性逐漸減弱4、非金屬性強弱判斷依據：(1) 非金屬元素單質與 h 化合的難易程度，化合越容易，非金屬性也越強。(2) 形成氣態氫化物的穩定性，氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性也越強。(3) 最高氧化物對應

3、水化物的酸性強弱，酸性越強，對于非金屬元素性也越強。練習：1.若用 x 代表 f、cl、br、i 四種鹵族元素，下列屬于它們共性反應的是ax +h = 2hx bx +h o = hx+hxoc2fe+3x = 2fex dx +2naoh = nax+naxo+h o2.隨著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規律正確的是a單質的熔、沸點逐漸降低 b鹵素離子的還原性逐漸增強2-33 11 19 37 559 17 35 532 10 18 36 54c單質的氧性逐漸增強 d氣態氫化物的穩定性逐漸增強3砹（at）是放射性元素，它的化學性質符合鹵素性質的變化規律，下列說法正確的是（ ）ahat 很穩定

4、bagat 易溶于水 c砹易溶于有機溶劑 d砹是白色固體4下列敘述正確的是( )a. 鹵素離子（x）只有還原性而無氧化性b. 某元素由化合態變成游離態，該元素一定被氧化c. 失電子難的原子獲得電子的能力一定強d. 負一價鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增強6、堿金屬鈁（fr）具有放射性，它是堿金屬元素中最重的元素，下列對其性質的預言中，錯誤的是（ ） a、在堿金屬元素中它具有最大的原子半徑b、 它的氫氧化物化學式為 froh，是一種極強的堿c、 鈁在空氣中燃燒時，只生成化學式為 fr o 的氧化物d、 它能跟水反應生成相應的堿和氫氣，由于反應劇烈而發生爆炸7、砹（at）是鹵族元素中位于碘

5、后面的元素，試推測砹和砹的化合物最不可能具備的性質是（ ）a、砹的非金屬性在鹵素中是最弱的，at 易被氧化 b、砹化氫很穩定不易分解c、砹化銀不溶于水或稀 hno一、原子核外電子的排布 1、電子層的劃分d、砹在常溫下是白色固體 第二節 元素周期律電子層（n） 1、2、3、4、5、6、7電子層符號 k、l、m、n、o、p、q離核距離 近 能量高低 低2、核外電子的排布規律(1)各電子層最多容納的電子數是 2n2遠高個(n 表示電子層)(2) 最外層電子數不超過 8 個(k 層是最外層時，最多不超過 2 個)；次外層電子數目不超過 18 個，倒數第三 層不超過 32 個。(3) 核外電子總是盡先排

6、布在能量最低的電子層，然后由里向外從能量低的電子層逐步向能量高的電子層排 布(即排滿 k 層再排 l 層，排滿 l 層才排 m 層)。練習：根據核外電子排布規律，畫出下列元素原子的結構示意圖。(1) li na k rb cs(2) f cl br i(3) he ne ar kr xe核電荷數為 118 的元素原子核外電子層結構的特殊性：(1) 原子中無中子的原子：(2) 最外層電子數等于次外層電子數一半的元素：(3) 最外層電子數等于次外層電子數的元素：(4) 最外層電子數等于次外層電子數 2 倍的元素:(5) 最外層電子數等于次外層電子數 3 倍的元素：(6) 最外層電子數等于次外層電子

7、數 4 倍的元素：(7) 最外層有 1 個電子的元素： 222(8) 最外層有 2 個電子的元素：(9) 電子層數與最外層電子數相等的元素：(10) 電子總數為最外層電子數 2 倍的元素：(11) 內層電子總數是最外層電子數 2 倍的元素：二、元素周期律1、 隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現周期性變化。2、 隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變化3、 隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現周期性變化4、 隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現周期性變化元素的性質隨元素原子序數的遞增呈現周期性變化，這個規律叫元素周期律。元素周期律的實質： 元素性質的周期性變化是元素原子

8、的核外電子排布的周期性變化的必然結果。 1、粒子半徑大小比較規律：（1） 電子層數：一般而言，電子層數越多，半徑越大（2） 核電荷數：電子層數相同的不同粒子，核電荷數越大，半徑越小。（3） 核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的趨勢練習：1、 比較 na 原子與 mg 原子的原子半徑大小2、 比較 na 原子與 li 原子的原子半徑大小3、 比較 na 與 na+的半徑大小4、 比較 cl 與 cl 的半徑大小5、比較 fe、fe2+與 fe3+的半徑大小6、比較 na+與 mg2+半徑大小7、比較 o2與 f 半徑大小【總結】1 同一周期 ，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐

9、漸2 同一主族，隨著核電荷數的遞增， 原子半徑逐漸3 對于電子層結構相同的離子，核電荷數越大，則離子半徑4 對于同種元素,電子數越多，半徑越大：1 陰離子半徑 原子半徑 陽離子半徑2 陽離子所帶正電荷數越多，則離子半徑3 陰離子所帶負電荷數越多，則離子半徑2、判斷元素金屬性強弱的依據：1、 單質跟 h o 或 h+ 置換出 h 的難易程度(反應的劇烈程度)反應越易，金屬性就越強2、 最高價氧化物對應的水化物堿性越強，金屬性就越強3、 金屬間的置換反應，單質的還原性越強，金屬性就越強4、 按金屬活動性順序表，金屬性逐漸減弱5、 金屬陽離子的氧化性越強，對應金屬的金屬性就越弱3、判斷元素非金屬性強

10、弱的依據：1、 單質跟 h 化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩定性。越易跟 h 化合，生成氫化物越穩定，說明 非金屬性就越強2、 最高價氧化物對應的水化物酸性越強，說明非金屬性越強3、 非金屬單質間的置換反應。單質氧化性越強，非金屬性越強4、 對應陰離子的還原性越強，元素的非金屬性就越弱注：1、 堿性氧化物均為金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。11s2222 32 52 7232 33 42 4234 3 22 3 3 4 2 442 2 2 2 2、 判斷堿性氧化物的標準是看該氧化物能否和酸反應生成鹽和水。3、 判斷酸性氧化物的標準是看該氧化物能否和堿反應生成鹽和水。4、 若某氧

11、化物既能和酸反應生成鹽和水，又能和堿反應生成鹽和水，稱其為兩性氧化物。同周期元素性質遞變規律第三周期元素na12mg13al14si15p1617cl18ar(1)電子排布 (2)原子半徑電子層數相同，最外層電子數依次增加 原子半徑依次減小(3)主要化合價12345674321(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加(5) 單 質與 水或酸 置換 難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應慢(6)氫化物的化學式sih4ph3h shcl(7)與 h 化合的難易 (8)氫化物的穩定性由難到易 穩定性增強(9) 最 高價 氧化物 的化na omgo al osio2p oso3cl o學式最高價氧化物對

12、應水(10) 化學式(11) 酸堿性naoh強堿mg(oh)中強堿al(oh)兩性氫h sio弱酸h po中強h so強酸hclo很強4化物氧化物酸的酸(12)變化規律堿性減弱，酸性增強第a 族堿金屬元素：li na k rb cs fr 第a 族鹵族元素：f cl br i at（）同周期比較：金屬性：namgal與酸或水反應：從易難堿性：naohmg(oh) al(oh)（）同主族比較：（fr 是金屬性最強的元素，位于周期表左下方） （f 是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）非金屬性：sipscl單質與氫氣反應：從難易氫化物穩定性：sih ph h shcl酸性(含氧酸)：h sio

13、h po h so hclo金屬性：linakrbcs（堿金屬元素） 與酸或水反應：從難易堿性：liohnaohkohrbohcsoh （）金屬性：linakrbcs還原性(失電子能力)：linakrbcs 氧化性(得電子能力)：li na k rb cs非金屬性：fclbri（鹵族元素） 單質與氫氣反應：從易難氫化物穩定：hfhclhbrhi 非金屬性：fclbri氧化性：f cl br i還原性：f cl br i酸性(無氧酸)：hfhclhbrhi3333 3第三節化學鍵一、離子鍵1、定義：陰陽離子結合形成化合物時的這種靜電的作用，叫作離子鍵。 (1)、成鍵粒子：陰陽離子(2)、成鍵性質

14、：靜電作用(靜電引力和斥力)2、形成條件： 活潑金屬-ne-m mn+化合吸引、排斥 達到平衡離子鍵活潑非金屬+me-x xm-3、 離子鍵的實質：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。4、 電子式(1)、 表示原子：(2)、 表示簡單離子：(3)、 表示離子化合物 ：(4)、 表示離子化合物的形成過程：5、離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）二、共價鍵1、定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。(1) 成鍵粒子：原子(2) 成鍵性質：共用電子對間的相互作用2、形成條件：同種或不同種非金屬元素原子結合；部分金屬元素元素原子與非金屬元素原子，如 alcl ，fecl ；3、 電子式表示：4、 共價鍵的類型：極性共價鍵：由不同種原子形成，電子對偏向于成鍵原子其中一方。ab 型，如，hcl。 共價鍵非極性共價鍵：由同種原子形成，電子對處在成鍵原子中間。aa 型，如，clcl。 5、共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）離子鍵與共價鍵的比較鍵型概念成鍵方式成鍵粒子成鍵元素離子鍵陰陽離子結合成化合物的靜電作