第五章物质结构元素周期律知识点讲解.docx

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第五章物质结构元素周期律知识点讲解

第一章物质结构元素周期律

一、原子的组成

1．原子的组成

2．微粒间数量关系

质子数（Z）=核电荷数=原子数序＝原子的核外电子数

原子序数：

按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

中性原子：

质子数=核外电子数

阳离子：

质子数=核外电子数＋所带电荷数

阴离子：

质子数=核外电子数－所带电荷数

3．原子表达式及其含义

A表示X原子的质量数；Z表示元素X的质子数；

d表示微粒中X原子的个数；c±表示微粒所带的电荷数；

±b表示微粒中X元素的化合价。

二、原子及原子团

1．原子：

是化学转变中的最小微粒。

在化学反映中，核外电子数可变，但原子核不变。

2．原子团：

两个或两个以上原子结成的集团，作为一个整体参加化学反映。

它能够是中性的基（如—CH3），也能够是带正电的阳离子（如NH+4）或带负电的阴离子（如NO-3）。

三、原子核外电子运动的特点

（1）当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确信的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能刻画出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处显现机遇的多少．

（2）描述电子在原子核外空间某处显现概率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间显现的概率．电子云密度的大小，说明了电子在核外空间单位体积内显现概率的多少．

（3）在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。

在离核越近的地址电子云密度越大，离核越远的地址电子云密度越小．

四、原子核外电子的排布规律

（1）在多电子原子里，电子是分层排布的．

电子层数（n）

1

2

3

4

5

6

7

表示符号

K

L

M

N

O

P

Q

各周期元素

实际数目

2

8

8

18

18

32

26

离核远近能量高低

n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高

（2）能量最低原理：

电子老是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的顺序为：

K→L→M……

（3）各电子层容纳电子数规律：

①每一个电子层最多容纳2n2个电子（n＝一、2……）．②最外层容纳的电子数≤8个（K层为最外层时≤2个），次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：

当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，那么最多只能排布8个电子．

（4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子）的结构是稳固的，那个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不知足“八隅律”，但这些分子也是稳固的．

五．元素周期律和元素周期表：

俄国化学家门捷列夫

（一）元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性转变，那个规律叫做元素周期律．

一、[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．

原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数

二、[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的转变规律]

关于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：

（1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性转变．

（2）元素原子半径从大至小而呈现周期性转变（注：

稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的）．

（3）元素的化合价正价从+1价递增至+5价（或+7价），负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性转变．

3、[三素]的比较

（1）元素：

具有相同的核电荷数（即质子数）的同类原子的总称

核电荷数决定元素种类

（2）核素：

具有必然数量的质子和必然数量的中子的一种原子，叫做一种核素．也确实是说，每一种原子即为一种核素，如

H、

H、

C、

C等各称为一种核素．（核素是一种具体原子的另一称号）

（3）同位素：

具有相同质子数和不同中子数的同种元素的原子，互称同位素。

换言之，同一元素的不同核素，互称同位素。

例如：

氕

H（特例：

该原子中不含中子）、氘

H（或D）、氚

H（或T）．

⑴同位素中“同”的含义

是指元素符号、质子数、电子数、电子排布、在周期表中位置相同、原子的化学性质等相同，它们的物质性质略有不同。

⑵同位素的特点

①同一元素的不同同位素原子的化学性质大体相同。

②天然存在的元素里，不论是游离态仍是化合态，各类天然同位素原子所占的百分比一样是不变的。

③氢元素的三种同位素：

④重要同位素的用途：

H、

H为制造氢弹的材料；

U为制造原子弹的材料和核反映堆燃料．

（4）同素异形体：

同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。

例：

O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等

4、[元素的相对原子质量]按各类天然同位素原子的相对原子质量与其所占的原子百分比（摩尔分数）求出的平均值．

（1）（同位素）原子的相对原子质量

1）概念：

某元素一个（同位素）原子的质量与一个12C原子的质量的1/12的比值（因此12C原子的相对原子质量恰好为12）。

其单位为1，或说没有单位，因为是两个质量的比值。

（精准值）

2）近似相对原子质量：

数值上等于该原子的质量数（质子数和中子数之和）。

（近似值）

（2）元素的相对原子质量的求法：

设某元素有A、B、C三种同位素，其相对原子质量别离为MA、MB、MC……，它们的原子个数百分比别离为a%、b%、c%，那么：

该元素的相对原子质量＝MA×a%＋MB×b％＋MC×c％＋……

（原子百分数（a1%、a2%…）：

在自然界中，某元素的某种同位素原子的数量占该元素所有同位素原子总数的百分比。

）

（3）相对分子质量：

组成份子的各原子的相对原子质量的总和。

5、微粒（原子及离子）半径大小比较规律

⑴阻碍原子（或离子）半径大小的因素

①电子层数越多，半径越大；②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

⑵具体规律

①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。

如：

F-

②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。

如：

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。

③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：

F->Na+>Mg2+>Al3+。

④同种元素的微粒半径：

阳离子<原子<阴离子。

如Na+＜Na；Cl＜Cl-。

⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe2+>Fe3+。

⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方式不同）。

（二）元素周期表

一、元素周期表的结构

周期名称

周期别名

元素总数

规律

具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。

7个横行

7个周期

第1周期

短周期

2

电子层数==周期数

（第7周期排满是第118号元素）

第2周期

8

第3周期

8

第4周期

长周期

18

第5周期

18

第6周期

（含镧系元素57-71号，共15种元素）

32

第7周期

（含锕系元素89-103号，共15种元素）

不完全周期

26（目前）

92号元素铀（U）以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．

族名

类名

核外最外层电子数

规律

7个主族

7个副族

0族

第Ⅷ族

主

族

第ⅠA族

H和碱金属

1

主族数==最外层电子数

＝该元素的最高正价数

第ⅡA族

碱土金属

2

第ⅢA族

3

第ⅣA族

碳族元素

4

第ⅤA族

氮族元素

5

第ⅥA族

氧族元素

6

第ⅦA族

卤族元素

7

0族

稀有气体

2或8

副族

第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、

第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族

说明：

[族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．

（1）周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：

①主族：

由短周期元素和长周期元素一起组成的族。

用族序数后加字母A表示。

7个。

②副族：

完全由长周期元素组成的族。

用族序数（罗马数字）后加字母B表示。

7个。

③第Ⅷ族：

第八、九、10纵行。

④0族：

第18列，稀有气体元素。

在通常情形下以单质的形式存在。

（2）镧系元素：

周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。

（3）锕系元素：

周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。

均为放射性元素

（4）过渡元素：

第Ⅷ族加全数副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。

●依照元素原子序数判定其在周期表中位置的方式：

记住每一个周期的元素种类数量（二、八、八、1八、1八、3二、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数量，取得元素所在的周期序数，最后的差值（注意：

若是越过了镧系或锕系，还要再减去14）确实是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。

●元素化合价与元素在周期表中位置的关系：

①在原子结构中，与化合价有关的电子叫价电子．

主族元素的最外层电子即为价电子，但过渡金属元素的价电子还与其原子的次外层或倒数第三层的部份电子有关．

②关于非金属元素，最高正价+最低负价的绝对值＝8（关于氢元素，负价为－1，正价为+1）．

二、[元素性质与元素在周期表中位置的关系]

（1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：

（2）元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：

非金属性逐渐增强周期

金1

属B非金属区非2

性AlSi金3

逐GeAs属4

渐SbTe性5

增金属区PoAt增6

强强7

金属性逐渐增强

主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

同周期（从左到右）

同主族（从上到下）

原子半径

大小

小大

电子层结构

电子层数相同，最外层电子增多

最外层电子相同，电子层数增多

失电子能力

得电子能力

逐渐减小

逐渐增大

逐渐增大

逐渐减小

金属性

非金属性

逐渐减弱

逐渐增强

逐渐增强

逐渐减弱

主要化合价

最高正价+1+7

最高正价=族序数

最高价氧化物对应

的水化物的酸碱性

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

非金属元素气态氢

化物及稳定性

形成：

难易

稳定性：

弱强

形成：

易难

稳定性：

强弱

●在元素周期表中，左下方的元素铯（Cs）是金属性最强的元素；右上方的元素氟（F）是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界限周围的元素（B、A一、Si、Ge、As、Sb、Te等），既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质．

●对角线规那么：

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性乃至超过了同主族元素，被称为“对角线规那么”。

实例：

a、锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：

LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。

b、Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。

c、晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

●最外层电子数≥4，一样为非金属元素，易患电子，难失电子；

最外层电子数≤3，一样为金属元素，易失电子，宝贵电子；

最外层电子数=8（只有一个电子层时=2），一样不易患失电子，性质不活泼。

如He、Ne、Ar等稀有气体。

3、［元素金属性、非金属性强弱的判定依据］

元素金属性强弱的判定依据：

①金属单质跟水（或酸）反映置换出氢的难易程度．金属单质跟水（或酸）反映置换出氢越容易，那么元素的金属性越强，反之越弱．

②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．

③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的彼此置换）

元素非金属性强弱的判定依据：

①非金属单质跟氢气化合的难易程度（或生成的氢化物的稳固性），非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳固），元素的非金属性越强，反之越弱．

②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．

③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属彼此置换）

4、碱金属元素

（1）碱金属的原子结构示用意：

Li钠钾

铷铯

（2）碱金属元素最外层电子都是1，这些元素的化合价都是+1价，从锂到铯，核电荷数依次增大，电子层数慢慢增多，原子半径慢慢增大，原子查对外层电子的引力慢慢减弱。

（3）碱金属单质除铯略带金属光泽外其余均呈银白色，密度小，熔点低，硬度较小，导电性和导热性良好。

（4）从锂到铯：

原子半径Li

（5）书写以下方程式

锂与氧气：

4Li＋O22Li2O钠与氧气：

2Na+O2Na2O2

钠与水：

2Na+2H2O2NaOH+H2钾与水：

2K+2H2O2KOH+H2

5、卤族元素

（1）卤族元素最外层电子数都是7，这些元素的最低化合价均为-1价，从F到Cl，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径慢慢增大。

（2）从F到I，随着原子序数的递增，单质的颜色慢慢变深，状态由气态到液态到固态，熔沸点慢慢升高，密度慢慢增大。

（3）书写以下方程式

F2+H22HF，Cl2+H22HCl

Br2＋H22HBrI2＋H22HI

（4）从F到I，原子半径FCl>Br>I,与氢气反映的容易程度F2>Cl2>Br2>I2,稳固性HF>HCl>HBr>HI,酸性HClO4>HBrO4>HIO4

6、[原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

原子序数

11

12

13

14

15

16

17

单质与水（或酸）

的反应情况

与冷水剧烈反应

与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应

与沸水反应很缓慢，与冷水不反应，

部分溶于水，部分与水反应

非金属单质与氢气化合情况

反应

条件

高温

磷蒸汽与氢气能反应

加热

光照或点燃

氢化物稳定性

SiH4

极不

稳定

PH3

高温

分解

H2S

受热

分解

HCl

很稳定

最高价氧化物

对应水化物

的碱（酸）性强弱

NaOH

强碱

Mg（OH）2

中强碱

Al（OH）3

或H3AlO3两性氢氧化物

H4SiO4

极弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

强酸

金属性、非金属性

递变规律

金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强

7、[原子序数与化合价、原子的最外层电子数和族序数的奇偶关系]

（1）原子序数为奇数的元素，其化合价一样为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－一、+一、+3、+五、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．

（2）原子序数为偶数的元素，其化合价一样为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－二、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．

8、元素周期表的用途

⑴预测元素的性质：

依照原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；

①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳固性等。

如：

碱性：

Ra（OH）2>Ba（OH）2；气态氢化物稳固性：

CH4>SiH4。

②比较同周期元素及其化合物的性质。

如：

酸性：

HClO4>H2SO4；稳固性：

HCl>H2S。

③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。

例如：

比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，能够把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

④推断一些未学过的元素的某些性质。

如：

依照ⅡA族的Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，能够推知Be（OH）2更难溶。

⑵启发人们在必然范围内寻觅某些物质　

①半导体元素在分区线周围，如：

Si、Ge、Ga等。

②农药中经常使用元素在右上方，如：

F、Cl、S、P、As等。

③催化剂和耐高温、耐侵蚀合金材料、要紧在过渡元素中找。

如：

Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

六、1~20号元素组成的微粒的结构特点

1．常见的等电子体

①2个电子的微粒。

分子：

He、H2；离子：

Li+、H-、Be2+。

②10个电子的微粒。

分子：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：

Na+、Mg2+、Al3+、

NH+4、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH-2等。

③18个电子的微粒。

分子：

Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：

K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-2等。

2．等质子数的微粒

分子：

14个质子：

N2、CO、C2H2；16个质子：

S、O2。

离子：

9个质子：

F-、OH-、NH-2；11个质子：

Na+、H3O+、NH+4；17个质子：

HS-、Cl-。

3．等式量的微粒

式量为28：

N2、CO、C2H4

式量为46：

CH3CH2OH、HCOOH

式量为98：

H3PO4、H2SO4

式量为32：

S、O2

式量为100：

CaCO3、KHCO3、Mg3N2

七．化学键：

相邻的原子之间强烈的彼此作用叫做化学键．

说明

（1）化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键．

（2）离子键、共价键都属于化学键．

（3）化学反映的进程，本质上确实是旧化学键的断裂和新化学键的形成进程．

离子键

化学键非极性键

共价键

极性键

离子键

共价键

概念

带相反电荷之间的相互作用

原子间通过公用电子对形成的相互作用

成键微粒

阴、阳离子

原子

成键条件

得失电子

电子对共用（详见下面说明）

成键本质

阴、阳离子的静电作用

原子间通过共用电子对

键强弱判断

成键离子半径越小，离子所带电荷越高，离子键越强

原子半径越小，公用电子对数越多，共价键越强

说明：

一、[离子键]

（1）阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面．

（2）阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物．

电子式在元素符号的周围用小黑点（·或×）来表示原子最外层电子的式子，称做电子式．电子式的几种表示方式：

（1）原子的电子式：

将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出．例如：

氢原子（

）、钠原子（

）、镁原子（

）、铝原子（

）、碳原子（

）、氮原子（

）、硫原子（

）、氩原子（

）．

（2）离子的电子式：

①阴离子：

在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子（H－为2个电子），外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数．例如S2－的电子式为[

]2－，OH－的电子式为

．

②阳离子；关于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na＋、镁离子Mg2＋等．关于带正电荷的原子团，书写方式与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数．如NH4＋电子式为

（3）离子化合物的电子式：

在书写离子化合物的电子式时，每一个离子都要分开写．如CaCl2的电子式应为

．

（4）用电子式表示离子化合物的形成进程：

先在左侧写出组成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“→”，再在右边写出离子化合物的电子式．例如，用电子式表示MgBr2、Na2S的形成进程：

含有离子键的物质：

①周期表中IA、IA族元素别离与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐；②IA、ⅡA族元素的氧化物；③铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；④强碱，如NaOH、KOH等．

2、[共价键]由共价键形成的化合物叫做共价化合物．

（1）形成共价键的条件：

原子里有未成对电子（即原子最外层电子未达8电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构）．各类非金属元素原子均能够形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子（He为2电子）稳固结构，故不能形成共价键．

（2）共价键形成的表示方式：

①用电子式表示．例如，用电子式表示HCl分子的形成进程：

。

注意：

a．书写由原子组成的单质分子或共价化合物的电子式时，必需使分子中每一个原子都要达到8电子结构（H原子为2电子结构）．例如，HCl分子的电子式为

。

b．由原子组成的分子与由阴、阳离子组成的离子化合物的区别．如：

HCl、NaCl

②用结构式表示．用短线（一根短线表示一对共用电子对）将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式．如H－C一、N≡N、O＝C＝O等．

（3）共价键的存在情形：

共价键既存在于由原子直接组成的单质分子（H2、N2）或共价化合物分子（H2O、CH4）中，也存在于多原子离子化合物中．含有共价键的化合物不必然是共价化合物，也可能是离子化合物（NaOH、Na2O2）；同时含有离子键和共价键的化合物必然是离子化合物，如NaOH、NH4C1等．

3、非极性分子和极性分子

[非极性键]同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键．

如C12分子中的Cl－C1键即为非极性键．

说明非极性键是非极性共价键的简称．非极性键只能存在于同种元素的原子之间．

[极性键]不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键．

如HCl分子中的H－C1键属于极性键．

说明极性键是极性共价键的简称．只若是不同种元素原子之间形成的共价键都属于极性键．

[非极性分子]指整个分子的电荷散布均匀、分子结构对称的一类分子．

如H2、O2、N2等单质分子，和CO2、CH4等均属于非极性分子．

[极性分子]指分子中的电荷散布不均匀、结构不对称的一类分子．

如H2O、H2S、HCl分子等均属于极性分子．

[键的极性与分子的极性]

键的极性

分子的极性

分类

极性键和非极性键

极性分子和非极性分子

决定因素

是否由同种元素的原子形成

分子内电荷分布是否均匀，分子结构是否对称

联系

①以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如H2、C12、N2等

②以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等

③以极性键结合的多原子分子，究竟是极性分子还是非极性分子，

要根据该分子的具体分子结构然后确定．如H2O的分子结构为“∧”型，属于极性分子；而CO2分子结构