1、第五章 物质结构 元素周期律第一讲原子结构考点1原子结构1原子的构成2原子结构中的微粒关系(1)原子内的等量关系质子数核电荷数核外电子数。质量数质子数中子数。(2)离子内的等量关系阳离子的核外电子数质子数电荷数。阴离子的核外电子数质子数电荷数。3元素符号周围数字的意义考点2“三素四量”的辨析1“三素”(元素、核素、同位素)的概念及相互关系2几种重要的核素核素UCHHO用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子3.“四量”(原子质量、原子的相对原子质量、元素的相对原子质量、质量数)比较类别定义实例原子质量某元素某种核素的一个原子的真实质量一个8O的原子质量是2.6571026kg原子的相对原子质量一个
2、原子的质量与一个6C原子质量的的比值8O的相对原子质量约为16元素的相对原子质量元素的各种天然同位素的相对原子质量与其在自然界中所占的物质的量分数计算出的平均值ArAr(A)a%Ar(B)b%(其中a%b%1)质量数某原子核内质子数与中子数之和8O的质量数为18备注某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量考点3原子核外电子排布1核外电子排布规律2原子结构示意图3“18电子”微粒分子离子一核18电子ArK、Ca2、Cl、S2、P3二核18电子F2、HClO、HS三核18电子H2S四核18电子PH3、H2O2五核18电子SiH4、CH3F、NH2OH六核18电子N2H4、CH3OH其他微粒C2
3、H6、CH3NH2N2H、N2H4.其他等电子微粒“10电子”微粒：“9电子”微粒：F、OH、NH2、CH3(甲基)。“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2。“2电子”微粒：He、H、Li、Be2、H2。第二讲元素周期表元素周期律考点1元素周期表1原子序数原子序数核电荷数核外电子数质子数。2编排原则周期(横行)：元素原子的电子层数相同，左右：原子序数递增；族(纵行)：元素原子的最外层电子数相同，上下：电子层数递增。3结构(1)周期(7个横行，7个周期)短周期长周期周期序数一二三四五六七元素种数288181832320族元素原子序数21018365486118(2)族(18个纵行，16个族
4、)主族列序121314151617族序AAAAAAA副族列序345671112族序BBBBBBB族第8、9、10共3个纵行0族第18纵行4.元素周期表中的特殊位置(1)分区分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。(2)过渡元素：元素周期表中部从B族到B族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。(3)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。(4)锕系：元素
5、周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。考点2元素周期律及其应用1元素周期律的定义元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。2元素周期律的实质元素原子核外电子排布周期性变化的结果。3元素周期律的具体表现形式项目同周期(左右)同主族(上下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)逐渐增大离子半径阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小；r(阴离子)r(阳离子)逐渐增大性质化合价最高正化合价由17(O、F除外)，最低负化合价(8主族序数)相同，最高正化合价主族序数(
6、O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应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4.元素金属性强弱的比较(1)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。(2)(3)5元素非金属性强弱的比较(1)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。(2)(3)6元素周期表、元素周期律的应用(1)寻找新材料(2)预测元素的性质比较不同周期、不
7、同主族元素的性质，如金属性MgAl、CaMg，则由碱性：Mg(OH)2Al(OH)3、Ca(OH)2Mg(OH)2，得碱性：Ca(OH)2Al(OH)3。推测未知元素的某些性质例如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2难溶。根据卤族元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。7元素“位构性”的关系(1)性质与位置的互推根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。根据元素在周期表中的位置关系可
8、以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。(2)结构与性质的互推若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。(3)结构与位置的互推由原子序数确定主族元素位置方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数(He2、Ne10、Ar18、Kr36、Xe54、Rn86)，就可确定主族元素的位置。若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第A族或第A族，如88号元
9、素：88862，则应在第七周期第A族；若比相应的稀有气体元素少15时，则应处在同周期的A族A族，如84号元素应在第六周期第A族。第三讲化学键考点1离子键和共价键1化学键(1)概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。(2)分类2离子键与共价键的比较键型离子键共价键非极性键极性键特点阴、阳离子间的相互作用共用电子对不发生偏移共用电子对偏向吸引能力强的原子一方成键粒子阴、阳离子原子成键活泼金属元素和活泼非金属元素同种元素的原子不同种元素的原子存在离子化合物非金属单质、某些化合物共价化合物、某些离子化合物3.电子式(1)概念：在元素符号周围用“”或“”来代表原子的最外层电子(价电子)的式子。(2)书写
10、写出下列物质的电子式：Na2O2、Na2O、MgCl2、NaOH、NH4Cl、Cl2、N2、H2O、CO2。、。(3)用电子式表示物质的形成过程Na2S：考点2化学键与物质类别、物质变化的关系1化学键与物质类别(1)化学键的存在(2)化学键与物质类别的关系只含有共价键的物质a同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。b不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。只含有离子键的物质活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。既含有离子键又含有共价键的物质如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。无化学
11、键的物质稀有气体(单原子分子)，如氩气、氦气等。2物质的溶解或熔化与化学键变化的关系(1)离子化合物的溶解或熔化过程离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。(2)共价化合物的溶解过程有些共价化合物溶于水后，能与水反应，发生电离，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。(3)单质的溶解过程某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。3化学键与化学反应旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。4化学键对物质性质的影响(1)对物理性质的影响金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。(2)对化学性质的影响N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定；H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。11
