第一章 物质结构元素周期律.docx
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第一章物质结构元素周期律
第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
【元素周期表】
1、门捷列夫与第一张元素周期表
（11869年，门捷列夫将元素按相对原子质量由小到大排列成行，然后再将化学性质相似的元素编为一列，成为行列配套的一个完整体系，写出了第一张元素周期表
（2第一张元素周期表中留有一些空格，门捷列夫已经为它们预测了性质等属性，其他的化学家根据这些预言成功地发现了这些元素
（3门捷列夫的元素周期表与我们现在使用的元素周期表最多的差别在于排序的依据从“相对原子质量”改为“原子的核电荷数”
（4元素周期表有长式元素周期表、短式元素周期表、三角形元素周期表等多种形式，我们这里所说的是长式元素周期表
2、原子序数
按元素在周期表中的顺序，由小到大给元素编号，就得到了原子序数
（1原子序数=核电荷数=质子数=核电荷数
（2原子序数是认为的对元素的一种编号，不是元素本身所具有的，不属于元素的性质
3、元素周期表的编排原则
周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行
（1由以上可以看出，元素周期表实际上是一个直角坐标系，每种元素处于坐标系的一个固定点上
4、元素周期表的结构
（1周期：
具有相同电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期，周期的序数就是该周期元素的原子具有的电子层数
◆第一、二、三周期称为短周期，分别有2、8、8种元素
◆第四、五、六周期称为长周期，分别有18、18、32种元素
◆第七周期是不完全周期，有26种元素，若排满应有32种元素
（2族：
把最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序从上到下排成的纵行称为族
◆周期表中共有18个纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，期许15个纵行，每个纵行各为一族,共16族，7主、7副、一个第Ⅷ族，一个零族
◆主族：
由长周期元素和短周期元素共同构成的族称为主族，共7个，在族序数后标A；副族：
仅由长周期元素构成的族称为副族，共7个，在族序数后标B
◆所有族中，第ⅢB族包括镧系和锕系元素，元素种类最多，共有32种
◆稀有气体元素化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，通常以单质形式存在，化合价为0，故称为0族
（4过渡元素：
元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族共60多种元素，统称为过渡元素。
又因为它们全部都是金属元素，故又称为过渡金属
（5各周期元素的排列规律
除第一周期只包括氢和氦，第七周期尚未排满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐渐过渡到最外层电子数为7的卤族元素，最后以最外层电子数为8的稀有气体元素结束
【元素、核素、同位素、同素异形体】
元素：
元素是具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称
核素：
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，符号是
同位素：
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，即同一元素的不同核素之间互称为同位素
同素异形体：
同种元素组成的具有不同性质的单质互称为同素异形体
（1同位素中“同位”的含义是互称为同位素的核素质子数相同，属于同种元素，在周期表中占据同一个位置
（2同一元素的各种同位素的质子数相同，核外电子数及核外电子排布也相同，所以化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的
（3同素异形体化学性质形似，物理性质有差异；同素异形体之间的转化不一定是化学变化（如单斜硫和斜方硫）
（4同位素的应用：
同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要的用途。
如12C是相对原子质量的标准，也是阿伏伽德罗常数的标准，14C用于考古时测定一些文物的年代；11H、21H（D）、31H（T）是氢元素的三种同位素，其中21H、31H是制造氢弹的材料；铀元素也有3中同位素：
23492U、23592U、23892U，其中23592U是制造原子弹和做核反应堆的燃料；此外，可利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等
【相对原子质量、近似相对原子质量、相对分子质量、质量数、摩尔质量】
原子的相对原子质量：
以12C原子质量的1/12为标准，将某原子的质量跟它相比较所得的数值就是原子的相对原子质量，符号Ar，单位是1
元素的相对原子质量：
指某元素各种核素原子的相对原子质量与该核素原子所占的原子个数百分比（即丰度）的乘积之和
相对分子质量：
分子中各原子的相对原子质量的总和，符号：
Mr，单位为1
质量数：
忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做该原子的质量数，符号：
A
元素的近似相对原子质量：
指某元素的各种核素原子的质量数与该核素原子所占的原子个数百分比（丰度）的乘积之和
摩尔质量：
单位物质的量的物质所具有的质量叫做该物质的摩尔质量，符号：
M，单位g/mol或Kg/mol
（1元素周期表和相对原子质量表中的数值就是该元素的相对原子质量，而非核素的相对原子质量
（2元素是宏观概念，原子和分子是微观概念，元素组成物质，而不能说元素组成分子
（3质量数的概念不能用于元素
【原子组成】
A表示质量数；Z表示质子数；a表示粒子所带的电荷数及电性；b表示组成该粒子的原子个数
表示一个质量数为A，质子数为Z的原子
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
（1质子数决定元素种类，中子数决定原子种类，核外电子数主要决定元素的化学性质
【碱金属元素】
ⅠA族锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）
1、原子结构
（1相同点：
最外层都有1个电子
（2不同点：
电子层数依次增多，核电荷数依次增多，原子半径依次增大
2、化学性质
（1相似性：
原子都易失去最外层一个电子，化学性质活泼，都能与氧气等非金属单质及水反应
（2递变性：
随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力减弱，失电子能力增强，金属性增强。
一方面表现在钾、铷、铯与水、O2的反应比钠更剧烈，例如，钾与水反应剧烈，放出的热可以使生成的氢气燃烧，并发生轻微的爆炸；铷、铯遇到空气会立即燃烧。
另一方面表现在与O2反应的产物不同，Li在常温下燃烧生成Li2O；Na常温氧化生成Na2O；K常温氧化生成K2O2，燃烧生成KO2（超氧化钾）
3、物理性质
（1相似性：
除铯外，其余碱金属均呈银白色；质软，有延展性；密度较小；熔、沸点低；导电导热性良好
（2递变性：
Li→Cs，密度逐渐增大[但ρ（K）﹤ρ（Na）]，熔、沸点逐渐降低
◆由于钾、钠易与氧气和水反应，实验室钠、钾都保存在煤油中；Li的密度比煤油小，所以保存在密度更小的液体石蜡中火密封于石蜡中
◆常用焰色反应来检验物质中所含的碱金属为何种元素，但钾盐中常混有钠盐，透过蓝色钴玻璃可以滤去黄光
◆碱金属的过氧化物M2O2具有漂白性，均与水反应放出O2
◆铷、铯比水重，故与水反应时，应沉在水底
【卤族元素】
ⅦA族氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）
1、原子结构
（1相同点：
最外层都有7个电子
（2不同点：
电子层数依次增多，核电荷数依次增多，原子半径依次增大
2、物理性质
F2→I2，颜色逐渐加深（F2为淡黄绿色，Cl2为黄绿色，Br2为深红棕色，I2为紫黑色）；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔、沸点逐渐升高
3、化学性质
（1相似性：
卤素原子最外层都有7个电子，易得一个电子形成稳定结构，因此卤素的负价都为-1价；都能形成气态氢化物（通式为HX）；氯、溴、碘的最高正价都为+7价，有的还有+1、+3、+5价，其最高价氧化物及其对应的水化物的通式分别为X2O7和HXO4（F除外）
（2递变性：
电子层数依次增大，得电子能力减弱，非金属性减弱，与H2的反应越来越难，气态氢化物的稳定性逐渐减弱+
◆F2是最活泼的非金属，单质的氧化性最强，F-很难被氧化。
氟元素在化合物中的化合价只有-1，无正价，常温下F2与水反应且不同于其他卤素（产物不同、原理不同）2F2+2H2O=O2+4HF；不能从其他卤化物的水溶液中置换出其他卤素；能与稀有气体反应（常见的产物为白色）；氢氟酸为弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃，实验室中常用铅制或塑料瓶保存氢氟酸
◆溴在常温下为红棕色液体（唯一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色且有毒的溴蒸气。
实验室通常将溴密闭保存在阴冷出，并用水液封；溴有很强的腐蚀性，不能用橡皮塞
◆碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘）、易吸潮（遇铁在水催化下易反应，故盛放碘的瓶子不能用铁盖）；能使淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在）；碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2，而不是FeI3
◆溴、碘微溶于水，易溶于有机溶剂（如CCl4、苯、汽油等），它们在不同的溶剂中颜色不同
第二节元素周期律
【原子核外电子排布】
1、电子层
在多电子原子中，电子的能量是不相同的，所以它们的运动区域也是不同的。
通常，能量低的电子在离核较近的区域运动，而能量高的电子在离核较远的区域运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层；并用n=1、2、3、4、5、6、7表示从内到外的电子层，这七个电子层又分别称为K、L、M、N、O、P、Q层。
n值越大，电子离核越远，能量也就越高。
2、核外电子排布的一般规律
（1核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，一次排布在能量较高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层，才排M层……（能量最低原理）
（2每层最多容纳的电子数为2n2（n为电子层数）
（3最外层最多容纳8个电子（K层为最外层时最多容纳2个电子）
（4次外层最多容纳18个电子，倒数第三层最多容纳32个电子
以上规律相互联系和制约，不能孤立理解。
例：
当M层是最外层时，，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子。
3、原子结构示意图
圆圈表示原子核；圆圈内的数字表示核内质子数或核电荷数；
弧线表示各电子层；
弧线上的数字表示该电子层上所容纳的电子数。
【元素周期律】
1、内容
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
这里说的元素性质是指原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和非金属性。
2、实质
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
即：
由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质的周期性变化，在体现了结构决定性质的规律。
3、元素周期表与元素周期律的关系
元素周期律是元素周期表编制的理论依据；元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
【金属性与金属活动性】
金属性强弱与金属活动性强弱既有联系又有区别。
1、金属活动性是指金属单质在水中生成水合离子的能力的强弱，这种强弱，不仅与金属本身的性质有关，还与它所处的环境----介质有关。
它是以金属的标准电极电势为依据的，从能量角度来看，金属的标准电极电势除了与金属元素原子的电离能有关外，同时还与金属的升华能（固态单质变为气态原子时所需的能量）、水合能（金属阳离子与水化合时所放出的能量）等多种因素有关。
2、金属性是指金属元素的气态原子失去电子变成金属阳离子的能力的大小，这种能力的大小与原子结构密切相关。
一般来说，金属元素原子的电子层数越多，原子半径越大，最外层电子数越少，原子变成阳离子的倾向越大，金属性越强。
金属性从三个方面来看：
a．单质还原性强弱
b．单质与水或酸反应置换氢的能力
c．元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱
3、金属性强，金属活动性不一定强
金属活动性：
Ca>Na;Zn>Cu;Pb>Sn
金属性强弱：
Ca【微粒半径大小的比较“三看”】
一看电子层数：
在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大
二看核电荷数：
在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小
三看电子数：
在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大
【金属性强弱判断依据】
1、单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度，越容易其金属性越强
2、单质与盐溶液的置换反应，金属性强的单质可以置换出金属性弱的单质
3、单质的还原性和阳离子的氧化性，还原性越强，其阳离子的氧化性越弱，对应金属单质的金属性就越强。
4、最高价氧化物对应水化物的碱性，碱性越强，对应金属单质的金属性就越强
5、原电池的正负极，做负极的电极金属性强，越容易被腐蚀
6、失去电子吸收能量的多少，吸收能量少，越容易反应，金属性越强
7、除了放射性元素，铯是金属性最强的金属元素
【非金属性强弱的判断依据】
1、与氢气化合生产气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性，越容易反应，生成的气态氢化物越稳定，非金属性越强
2、最高价氧化物对应水化物的酸性，酸性越强，对应的非金属单质的非金属性越强
3、单质的氧化性或阴离子的还原性，单质的氧化性越强，对应的阴离子的还原性越弱，非金属性越强
4、单质与盐溶液的置换反应，非金属性强的单质可以置换出非金属性弱的单质
5、原子得电子释放能量的多少，释放能量越多，越容易得电子，非金属性越强
【元素化合价常见规律】
1、稀有气体原子结构为稳定结构，常见化合价为0
2、金属元素无负价，且不能形成简单阴离子；非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子
3、主族元素的最高正价等于主族序数，也等于主族元素的最外层电子数（其中F无正价，O无最高正价）最高正价+|最低负价|＝8
4、除个别元素（N）外，原子序数为奇数的元素，其化合价也常为奇数价，原子序数为偶数的元素，气化和解也常为偶数价，即“序奇价奇，序偶价偶”。
NO中N出现非正常化合价，为不成盐氧化物（CO、NO2也属于不成盐氧化物）
【元素周期表和元素周期律的应用】
1、“位、构、性”三者之间的关系
（1原子结构决定元素在周期表中的位置
最外层电子数=主族数；电子层数=周期数
（2原子结构决定元素的化学性质
最外层电子数越少，越容易失电子，还原性越强，氧化性越弱
电子层数越多，越容易失电子，还原性越强，氧化性越弱
（3以位置推测原子结构和元素性质
元素周期表左下方是金属性强的元素，右上方是非金属性强的元素
同一周期，向右最外层电子数递增，非金属性增强，金属性减弱
同一主族，向下电子层数增加，金属性增强，非金属性减弱
2、为发展物质结构理论提供客观依据，如指导新元素的合成，预测新元素的机构及其性质
（1门捷列夫预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中预留了位置，后来都被逐步发现，且与门捷列夫预言的性质吻合
（2门捷列夫修正了一些元素的相对原子质量，后来也都被证明是正确的
3、元素周期表中位置靠近的元素性质相近，在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。
例如，在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等。
又如，农药由含砷的有机物发展成为对人畜毒性较低的含磷有机物等，通常制造农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内。
人们还在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
4、“对角线”规则
A
B
C
D
A、D元素所处的是特殊对角位置，元素性质相似
（称为对角线规则）。
如Li2CO3和MgCO3都难溶于水；
Be（OH）2和Al（OH）3都是两性氢氧化物；晶体硼
和晶体硅同属于原子晶体
【补充知识】
1、分界线的左下方元素为金属，它们与铝类似，既可以与酸反应，也可以与碱反应；分界线右上方的元素为非金属，它们与硅类似，单质是半导体材料
2、确定元素性质的方法
（1先确定元素在周期表中的位置。
（2一般情况下，主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数（IA除外）。
（3若主族元素的族序数为m，周期数为n，则：
时，为金属，
值越小，金属性越强；
时，为非金属，
值越大，非金属性越强；
时是两性元素。
3、元素性质、存在、用途的特殊性
（1形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：
C
（2空气中含量最多的元素或气态氢化物水溶液呈碱性的元素：
N
（3地壳中含量最多的元素或气体氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：
O
（4地壳中含量最多的金属元素：
Al
（5最活泼的非金属元素或无正价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸（气态氢化物）可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：
F
（6最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子氧化性最弱的元素：
Cs
（7单质最易着火的非金属元素：
P
（8单质及其化合物的焰色反应呈黄色的元素：
Na
（9单质及其化合物的焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）的元素：
K
（10单质最轻的元素：
H；单质最轻的金属元素：
Li
（11常温下单质呈液态的非金属元素：
Br；金属元素：
Hg
（12最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：
Al、Be
（13元素的气态氢化物能和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素：
N
（14元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：
S
（15元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：
NaF
（16常见的能形成同素异形体的元素：
C、P、O、S；其中一种同素异形体易着火的元素：
P
4、人造元素
（1用某种元素的原子核作为“炮弹”来轰击另一种元素的原子核，当它的能量足以“击穿”原子核的“坚壳”并熔合成新核时，质子数改变，新元素就产生了
（2加法规则：
AZX=baY+dcW，其中，Z=a+c，A=b+d
（3人造元素的出现，将会使元素周期表中的元素种类不断增加
第三节化学键
【离子键】
1、离子键：
带相反电荷的离子间的相互作用
定义：
使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键
2、成键微粒：
阴、阳离子
成键本质：
静电作用，包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用
成键条件：
易失电子的原子与易得电子的原子间发生了电子得失
成键过程：
阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引与排斥达到平衡形成离子键
成键原因：
（1失电子形成稳定的阴、阳离子
（2离子间吸引与排斥达到平衡状态
（3体系的总能量比成键前低
存在范围：
离子键存在于大多数强碱、盐及金属氧化物中
3、由离子键构成的化合物，叫做离子化合物
（1通常，活泼金属与活泼非金属一般形成离子键，但AlCl3是由共价键形成的共价化合物
（2阳离子不一定都是金属阳离子，也可以是NH4+
【电子式】
在元素符号周围用小黑点·（或×）表示原子或离子的最外层电子（价电子）的式子叫做电子式
1、原子的电子式
要根据原子的最外层电子排布式写．电子或电子对应尽可能对称的排在元素符号的上下左右四方，但成对电子不要拆开，成单的也不要写成对，如不能写成
2、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，故用阳离子符号表示，如：
钾离子K+
阴离子通常是由非金属原子得电子形成的，所以其最外层电子数较多，要用“[]”，在括号外的右上角注明阴离子所带的负电荷数，如：
硫离子
3、原子团的电子式
无论是阴离子还是阳离子，都要画出个原子最外层的电子，而且都用“[]”括起来，并在方括号的右上角标出所带的电荷数，如：
铵根离子
氢氧根离子
4、离子化合物的电子式
相同的离子不能写在一起，每个离子都要单独书写，一般对称排列，如：
过氧化钠Na+[
]2-Na+
5、共价化合物的电子式
在共价分子中，共用电子对的书写一般要满足稳定结构的原则，要体现出共用特征，不能用方括号，不需标明所带电荷，如
PCl3的电子式
HClO的电子式
6、电子式表示化合物的形成过程
2H·+
—→
H
（1连接反应物和生成物一般用—→而不用=
（2反应物要用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示
【共价键】
1、原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键
成键微粒：
原子
成键条件：
非金属元素的原子之间或非金属元素的原子与不活泼的某些非金属元素的原子之间形成共价键，如HCl、CCl4
2、在化学上，常用一根短线表示一对共用电子对，这样的式子叫做结构式。
如HCl、N3的结构式分别为：
H-ClN≡N
3、非极性键：
同种原子形成共价键，因两个原子吸引电子的能力相同，共用电子对不偏向任何一个原子，成键的原子因此不显电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键
4、极性键：
不同种原子形成共价键时，因为原子吸引电子的能力不同，共用电子对将偏向吸引电子能力强的一方，像这样共用电子对偏移的共价键叫做极性共价键，简称极性键
【化学键】
使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键
分子内、晶体中相邻两个或多个原子（或离子）之间的强烈相互作用
★微粒间作用：
组成物质的微粒间的相互作用，分为化学键和分子间作用力
1、离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键；共价化合物中只有共价键，一定没有离子键；构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些单原子分子中，不存在化学键
2、非金属元素的原子间也可以形成离子键，如NH4Cl中的NH4+与Cl-
3、离子键只存在与离子化合物中；共价键既存在与共价化合物中，还存在于离子化合物中，还存在于大多数非金属单质中
4、化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键形成的过程
【分子间作用力和氢键】
1、分子间作用力
把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力
（1分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质
（2在离子化合物中只存在化学键，不存在分子间作用力，分子间作用力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子及稀有气体分子之间。
像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力
（3分子间作用力是短程力，只有分子充分接近是才有相互间的作用力
（4一般来说，对于结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高
2、氢键
某些原子半径很小，吸引电子能力很强的原子（N、O、F等）使H原子成为几乎裸露的H核而在分子间或分子内产生的一种作用力
形成条件：
原子半径小、非金属性很强的原子X（N、O、F）与H原子产生较强的静电作用，形成氢键
表示方法：
X-H…Y-H（X、Y可相同可不同，一般为N、O、F）,如HF分子间的氢键表示入下：
（1通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力；氢键比化学键弱得多，比分子间作用力稍强
（2分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，从而需要消耗更多的能量
（3分子间形成氢键对物质的水溶性、硬度等也有影响，如NH3极易溶于水，主要是因为氨分子与水分子之间易形成氢键
（4氢键可以解释一些反常现象：
水结冰体积膨胀、水和乙醇的恒沸混合物
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