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第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与化学周期表
一、原子结构
1、原子的构成
原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。
2、质量数
(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝ 质子数(Z) ＋ 中子数(N)
②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数
3、原子的表示方法
如作为相对原子质量标准的C表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。
4、粒子符号()中各数字的含义
5、原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图
用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。以钠原子为例：
(2)离子结构示意图
①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。如 Mg ：→ Mg2＋ ：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 F ：→ F－ ：。 Na＋ 与稀有气体Ne的核外电子排布相同； Cl－ 与稀有气体Ar的核外电子排布相同。
二、元素在周期表
1、周期的分类与包含元素
类别 周期序数 行序数 核外电子层数 包含元素种数 起止元素
短周期 1 1 1 2 H～He
2 2 2 8 Li～Ne
3 3 3 8 Na～Ar
长周期 4 4 4 18 K～Kr
5 5 5 18 Rb～Xe
6 6 6 32 Cs～Rn
7 7 7 32 Fr～Og
2、族的分类
16个族分为 7 个主族、 7 个副族、1个第 Ⅷ 族和1个 0 族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义
注：元素周期表记忆口诀
横行叫周期，现有一至七；
三四分长短，四长副族现；
竖行称作族，总共十六族；
Ⅷ族最特殊，三列是一族；
二三分主副，先主后副族；
镧锕各十五，均属ⅢB族。
4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断
(1)元素的位置与原子结构的关系
(2)短周期元素原子结构与位置的关系
①族序数等于周期数的元素有 H、Be、Al 。
②族序数是周期数2倍的元素有 C、S 。
③族序数是周期数3倍的元素是 O 。
④周期数是族序数2倍的元素是 Li 。
⑤周期数是族序数3倍的元素是 Na 。
5、由元素的原子序数推断元素在周期表中的位置
常用0族元素定位法：
(1)明确0族元素信息
0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，若该元素的原子序数小于相邻近0族元素的原子序数，那么该元素就和原子序数大的0族元素处于同一周期，反之则在下一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素的原子序数比相应的0族元素多 1或2 ，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。
②若某元素的原子序数比相应的0族元素少 5～1 时，则该元素处在同周期的第ⅢA～ⅦA族。
③若某元素的原子序数与相应的0族元素相差 其他数 ，则由相应差数找出相应的族。
三、核素
1、核素
(1)概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
(2)实例
①氢元素的三种核素
原子符号 (X) 原子名称 氢元素的原子核
质子数(Z) 中子数(N)
H 氕
H或D 氘
H或T 氚
②氧元素的三种核素：O、 O 和O。
③碳元素的三种核素：C、C和 C 。
④铀元素有U、U、U等核素。
2、同位素
(1)概念：质子数相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子互为同位素。
(2)性质
①同一元素的各同位素虽然 质量数 不同，但它们的化学性质基本相同。
②天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。
(3)用途
①考古时利用 C 测定一些文物的年代。
②H和 H 用于制造氢弹。
③利用放射性 同位素 释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。
3、“四素”的区别
名称 内容 项目 元素 核素 同位素 同素异形体
本质 质子数 相同的一类原子的总称 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数 不同的核素 同种元素形成的不同 单质
范畴 同类原子 原子 原子 单质
特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 ，物理性质不同 元素相同，性质不同
决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构
举例 H、C、O三种元素 C、C、C三种 核素 C、C、C互为同 位素 O2与O3 互为同素异形体
四、原子结构与元素的性质
(一)碱金属元素
1、钠、钾与氧气反应的实验
比较项目 钠 钾
实验 操作
实验 现象 先熔化成小球，后燃烧，反应剧烈，火焰呈黄色，生成 淡黄色 固体 先熔化成小球，后燃烧，反应比钠更剧烈，火焰呈 紫色
实验原理 (化学方程式) 2Na＋O2Na2O2 K＋O2KO2 (超氧化钾)
结论 金属活泼性：钾>钠
(1)总结：相同条件下，碱金属从Li到Cs，与 O2 反应越来越剧烈， 产物 越来越复杂，说明金属越来越 活泼 。
(2)结论为与水反应的剧烈程度： K>Na ；金属活泼性： K>Na 。
2、碱金属单质的主要物理性质
3、碱金属元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性(用R表示碱金属元素)
(2)递变性
具体表现如下(按Li→Cs的顺序)
①与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成 Li2O ，Na与O2反应生成 Na2O、Na2O2 ，而K与O2反应能够生成 K2O、K2O2、KO2 ，Rb、Cs遇空气立即 燃烧 ，生成更复杂的产物。
②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微 爆炸 ，Rb和Cs遇水会发生爆炸。
③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性： LiOH4、从原子结构角度认识碱金属元素性质的递变规律
5、元素金属性强弱的判断依据
依据 结论
根据单质与水(或酸)反应置换出 氢气 的难易程度 越易者金属性越强
根据最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱 碱性越强者金属性越强
根据金属之间的置换反应 活动性强 的金属能把活动性弱的金属从其 盐溶液中置换出来
(二)卤族元素
1、卤素单质的主要物理性质
卤素单质 颜色和状态 密度 熔点/℃ 沸点/℃
F2 淡黄绿色 气体 1.69 g/L(15 ℃) －219.6 －188.1
Cl2 黄绿色 气体 3.214 g/L(0 ℃) －101 －34.6
Br2 深红棕色 液体 3.119 g/cm3(20 ℃) －7.2 58.78
I2 紫黑色 固体 4.93 g/cm3 113.5 184.4
分析上表可知，从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大。
2、卤素单质的化学性质
(1)卤素单质(X2)与H2的反应
①X2与H2反应的比较
反应条件 产物稳定性 化学方程式
F2 暗处 很稳定 H2＋F2===2HF
Cl2 光照或点燃 较 稳定 H2＋Cl2 2HCl
Br2 加热 稳定性差 H2＋Br22HBr
I2 不断加热 不 稳定 H2＋I22HI
②结论
a．从F2到I2，与H2反应的难易程度：逐渐变难；
b．从F2到I2，生成氢化物的稳定性：逐渐减弱。
(2)卤素单质间的置换反应
实验操作 反应现象 离子方程式
振荡静置后，液体 分层 ，上层接近无色，下层呈 橙红色 Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
振荡静置后，液体 分层 ，上层接近无色，下层呈 紫红色 Cl2＋2I－===I2＋2Cl－
振荡静置后，液体 分层 ，上层接近无色，下层呈 紫红色 Br2＋2I－===I2＋2Br－
实验结论 从以上三个实验可知，Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱
(3)卤素单质物理性质的记忆口诀
氯气黄绿色，溴液深红棕，碘是紫黑固。氯易液化，溴易挥发，碘易升华。
3、卤族单质化学性质的相似性和递变性
(1)相似性
(2)递变性
具体表现如下：
①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性 逐渐减弱 ，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性： HF>HCl>HBr>HI ；
还原性： HF酸性： HF②最高价氧化物对应水化物的酸性 逐渐减弱 ，即 HClO4>HBrO4>HIO4 。
(3)特殊性
①溴是常温常压下唯一的液态的 非金属单质 。
②卤素单质都有 毒 ，溴有很强的 腐蚀性 ，保存液溴时要加一些水进行“水封”，碘单质遇淀粉溶液变 蓝色 (检验I2)。
③Cl2、Br2、I2易溶于 有机溶剂 (如苯、CCl4、汽油等)。
④F无正化合价。
(4)从原子结构角度认识卤族元素性质的递变规律
第二节 元素周期律
1、探究Na、Mg、Al金属性强弱
(1)Na、Mg与水的反应
实验内容 实验现象 实验结论
Na 将绿豆大小的钠投入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水发生剧烈反应，有气泡产生，溶液变红 与钠和水的反应相比，镁和水的反应更难，镁在冷水中反应很缓慢，与沸水反应加快，反应生成了 碱性物质和H2 ；Mg与水反应的化学方程式： Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
Mg 取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放入水中，滴加2滴酚酞溶液 与冷水反应缓慢
在之前的基础上加热至液体沸腾 反应加快，有 气泡 产生，溶液变 红
(2)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
Al Mg
实验 操作
沉淀溶解 情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀不溶解
相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
实验结论 NaOH是强碱 ，Mg(OH)2是中强碱 ，Al(OH)3是两性氢氧化物 ，三者的碱性依次减弱
(3)结论
即随着原子序数的递增，同周期的Na、Mg、Al失去电子的能力 逐渐减弱 ，金属性 逐渐减弱 。
2、Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
Si P S Cl
判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或点燃
由易到难的顺序是Cl、S、P、Si
判断依据 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸(酸性比 H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
结论 随着原子序数的递增 ，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力 逐渐增强 ，非金属性 逐渐增强
3、同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
化合价 最高价：＋1价→＋7 价(O、F除外)；最低价：－4价→－1价；最低价＝主族序数－8(H除外) 最高价相同(O、F除外)；最低价相同；最高价＝族序数(O、F除外)
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 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
形成气态氢化物的难易 由难到易 由易到难
简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
第三节 化学键
一、离子键
1、离子键和离子化合物
2、电子式的书写
(1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的 最外层电子数 。
(2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
(3)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
(4)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。
(5)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的 电子式 。
二、离子键
1、共价键
(1)概念：原子间通过 共用电子 对所形成的相互作用。
(2)成键三要素
①成键粒子： 原子 ；
②成键本质： 共用电子对 ；
③成键元素：一般是同种或不同种 非金属 元素。
(3)分类
2、共价化合物
(1)概念：以 共用电子 对形成分子的化合物。
(2)四类常见物质
①非金属氢化物，如HCl、H2O等；②非金属氧化物，如CO2、SO3等；③含氧酸，如H2SO4、HNO3等；④大多数有机化合物，如甲烷、酒精等。
3、常见的以共价键形成的分子及其结构
1．离子键与共价键的区别
离子键 共价键
概念 带 相反电荷离子 之间的静电作用 原子间通过 共用电子 对所形成的相互作用
成键元素 活泼金属元素和活泼 非金属 元素之间 非金属元素之间
成键微粒 阴、阳离子 原子
成键条件 一般是活泼金属与活泼非金属化合时，易发生电子的得失形成离子键 一般是非金属元素的原子最外层电子未达到稳定状态，相互间通过共用电子对形成共价键
影响因素 离子的半径越小，所带电荷数越多，离子键 越强 原子半径越小，共用电子对数越多，共价键 越牢固
形成过程举例
存在范围 只存在于离子化合物中 可存在于非金属单质、共价化合物及部分离子化合物中

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