1、精選優質文檔-傾情為你奉上第一章 物質結構 元素周期律第一節 元素周期表一、原子結構1. 原子核的構成原子核質子 Z個核外電子 Z個 原子X中子 （A-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。專心-專注-專業質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）陽離子 aWm+ ：核電荷數質子數>核外電子數，核外電子數am陰離子 bYn-：核電荷數質子數<核外電子數，核外電子數bn 補充：1、原子是化學變化中的最小粒子；2、分子是保持物質的化學性質中的最小粒子；3、元素是具有相

2、同核電荷數即核內質子數的一類原子的總稱二、核素、同位素 1、定義:核素：人們把具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子稱為核素。同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同核素(原子)互為同位素。2、同位素的特點 化學性質幾乎完全相同 天然存在的某種元素，不論是游離態還是化合態，其各種同位素所占的原子個數百分比（即豐度）一般是不變的。練習：1、法國里昂的科學家最近發現一種只由四個中子構成的粒子，這種粒子稱為“四中子”，也有人稱之為“零號元素”。下列有關“四中子”粒子的說法不正確的是（ ）A該粒子不顯電性 B該粒子質量數為4C與氫元素的質子數相同 D該粒子質量比氫原子大 2、已知A2、B、C、

3、D2、E3五種簡單離子的核外電子數相等，與它們對應的原子的核電荷數由大到小的順序是_ 。3、現有bXn和aYm兩種離子，它們的電子數相同，則 a 與下列式子有相等關系的是（ ）（A）bmn （B） bmn（C）bmn （D） bmn4、某元素的陽離子Rn，核外共用x個電子，原子的質量數為A，則該元素原子里的中子數為（ ）（A）Axn （B）Axn （C）Axn （D）Axn三、元素周期表的結構1.編排原則：按原子序數遞增的順序從左到右排列將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數原子的電子層數）把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。主族序數原子最外層電子數2

4、.結構特點：核外電子層數 元素種類第一周期 1 2種元素短周期 第二周期 2 8種元素周期 第三周期 3 8種元素元 （7個橫行） 第四周期 4 18種元素素 （7個周期） 第五周期 5 18種元素周 長周期 第六周期 6 32種元素期 第七周期 7 未填滿（已有26種元素）表 主族：AA共7個主族族 副族：BB、BB，共7個副族（18個縱行） 第族：三個縱行，位于B和B之間（16個族） 零族：稀有氣體練習：1、 推算原子序數為6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。2、下列各組中的元素用原子序數表示，其中都屬于主族的一組元素是（ ）（A）14、24、34 （B）26、31、35（C

5、）5、15、20 （D）11、17、183、下列各表為周期表的一部分（表中為原子序數），其中正確的是（ ）（A） （B） （C） （D） 四、元素性質與原子結構堿金屬元素1、在結構上的異同：異：核電荷數：由小大；電子層數：由少多；同：最外層電子數均為1個。最外層都有個電子，化學性質相似；隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,金屬性逐漸增強。2、化學性質（1）堿金屬與氧氣的反應4Li + O2 = 2Li2O（白色、氧化鋰） 2Na + O2 = Na2O2（淡黃色、過氧化鈉）（2）堿金屬與水反應2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2K + 2H2

6、O = 2KOH + H2（3）堿金屬元素在化學性質上的規律：相似性：均能與氧氣、與水反應,表現出金屬性（還原性）； 遞變性：與氧氣、與水反應的劇烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反應的劇烈程度逐漸增大； 3、物理性質：隨核電荷數增加，密度逐漸增大（K除外），熔沸點逐漸降低。4、元素金屬性判斷標準（1）根據金屬單質與水或者與酸反應置換出氫的難易程度。置換出氫越容易，則金屬性越強。（2）根據金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則原金屬元素的金屬性越強。（3）可以根據對應陽離子的氧化性強弱判斷。金屬陽離子氧化性越弱，則元素金屬性越強。 結論：同一主族的金屬具有相似的化學性質,隨著金

7、屬元素核電荷數的增大，單質的金屬性(還原性)逐漸增強。鹵族元素1、在結構上：最外層都有7個電子，化學性質相似； 隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,得電子的能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱。2、鹵族元素單質的物理性質的變化規律 （隨原子序數的遞增） 顏色： 淺黃綠色黃綠色深紅棕色紫黑色 顏色逐漸加深 狀態： 氣態液態固態熔沸點： 逐漸升高 密度： 逐漸增大溶解性： 逐漸減小3、鹵素的化學性質（1）鹵素單質與氫氣反應 鹵素單質與H2 反應的劇烈程度:F2>Cl2>Br2>I2 生成氫化物的穩定性:逐漸減弱.即氫化物穩定性次序為HF>HC

8、l>HBr>HI 反應通式：X2 + H2 = 2HX(2) 鹵素單質間的置換反應：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl +Br2 ； 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 ； 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 隨核電荷數的增加，鹵素單質氧化性強弱順序：F2 Cl2 Br2 I2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H2 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

9、.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 AX2+H2 = 2HXBX2+H2O = HX+HXOC2Fe+3X2 = 2FeX3DX2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O2.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C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 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

10、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Fr2O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H

11、NO3 D、砹在常溫下是白色固體第二節 元素周期律一、原子核外電子的排布1、電子層的劃分電子層（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 遠 能量高低 低 高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。(

12、1) 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2) 9F 17Cl 35Br 53I(3) 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe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數4倍的元素：(7)最外層有1個電子的元素：(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

13、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

14、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】 同一周期 ，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸 同一主族，隨著核電荷數的遞增， 原子半徑逐漸 對于電子層結構相同的離子，核電荷數越大，則離子半徑 對于同種元素,電子數越多，半徑越大： 陰離子半徑 > 原子半徑 > 陽離子半徑 陽離子所帶正電荷數越多，則離子半徑 陰離子所帶負電荷數越多，則離子半徑 2、

15、判斷元素金屬性強弱的依據：1、單質跟H2O 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弱的依據：1、單質跟H2 化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩定性。越易跟H2 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

16、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。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11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)電子排布電子層數相同，最外層電子數依次增加(2)原子半徑原子半徑依次減小(3)主要化合價12344536271(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

17、化學式SiH4PH3H2SHCl(7)與H2化合的難易由難到易(8)氫化物的穩定性穩定性增強(9)最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應水化物(10)化學式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸(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 （Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）第A族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）（）同周期比較：金屬性：NaMgAl與

18、酸或水反應：從易難堿性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金屬性：SiPSCl單質與氫氣反應：從難易氫化物穩定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比較：金屬性：LiNaKRbCs（堿金屬元素）與酸或水反應：從難易堿性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH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（）金屬性：LiNaKRbCs還原性(失電子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得電子能力)：LiNaKRbCs非金屬性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2還原性：FClBrI酸性(無氧酸)：HFHClHBrHI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：靜電作用(靜電引力和斥力)-ne-2、形成條件： 活潑金屬 M Mn+吸引、排斥達到平衡 化合 離子鍵+me- 活潑非金屬 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(