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1、第1章 物质结构 元素周期律1. 原子结构（C） （代表一个质量数为A，质子数为Z的原子） 原子的组成核外电子 e = Z原子核原 子质子 Z中子 N(AZ) 核电荷数（Z） = 核内质子数（Z） = 核外电子数 = 原子序数质量数（A）= 质子数（Z） 中子数（N）阴离子的核外电子数 = 质子数 电荷数（）阳离子的核外电子数 = 质子数 - 电荷数（） 区别概念：元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称；也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。 元素的相
2、对原子质量 同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。 元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。即：元素的相对原子质量Ar = Ar1a% Ar2b% 核外电子的电子排布（了解） 核外电子运动状态的描述电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电
3、子分成不同的能级，称之为电子层。电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。电子层符号KLMNOPQ电子层序数n1234567离核远近近 远能量高低低 高 原子核外电子排布规律 每一层电子数最多不超过2n2 ；最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。(只有前3层) 原子结构示意图的书写2. 元素周期表（B） 元素周期表见课本封页 元素周期表的结构
4、分解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32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。7个主族7个副族0族第族主族第A族H和碱金属1主族数 = 最外层电子数第A族碱土金属2第A族3第A族碳族元素4第A族氮族元素5第A族氧族元素6第A族卤族元素70族稀有气体2或8副族第B族、第B族、第B族、第B族
5、、第B族、第B族、第B族、第族3. 元素周期律（C） 定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。 内容随着原子序数递增，元素原子核外电子层排布呈现周期性变化； 元素原子半径呈现周期性变化； 元素化合价呈现周期性变化； 元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 元素周期表中元素性质的递变规律同 周 期（从左到右）同 主 族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力
6、逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（1 7）非金属负价 = （8族序数）最高正价 = 族序数非金属负价 = （8族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难 易稳定性逐渐增强形成由易 难稳定性逐渐减弱碱金属、卤素的性质递变 几个规律1、元素金属性强弱的判断：金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性越强）最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性越强）金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性越
7、强）金属单质之间的置换（金属性强的置换金属性弱的）金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）2、元素非金属性强弱的判断：单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性越强）形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强）最高价氧化物的水化物最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性越强） 回忆金属性的比较，置换反应：金属性强的置换金属性弱的，同样非金属单质之间的置换（非金属性强的置换非金属性弱的）回忆金属性的比较，金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）同样非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性越
8、强） 3、半径比较三规律：(1)同一种元素的微粒看核外电子数。核外电子数越多，微粒半径越大。（核电荷数相同，对核外电子吸引相同，核外电子数越多，所占区域越大） 如r(Cl-)r(Cl)，r(Na+)r(Na)；(2)电子层结构相同时，比核电荷数。核电荷数越大（对核外电子吸引越大，体积缩小），微粒半径越小。 如: r(F )r Na+)r(Mg2+)r(Al3+)；(3)同周期元素原子（电子层数不变，核电荷数增加，吸引变大）半径随原子序数递增逐渐减小。同主族元素（增加电子层）原子和离子半径随原子序数递增逐渐增大。4、元素化合价规律最高正价 = 最外层电子数，非金属的负化合价 = 最外层电子数8，
9、最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。F无正价，O无最高正价（+6），OF2（O +2价）；金属元素只有正价；三、化学键 离子键与共价键的比较离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键成键微粒离子（存在阴阳离子间和离子晶体内）原子（存在分子内、原子间、原子晶体内）作用本质阴、阳离子间的静性作用共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用形成条件活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键非金属元素形成的单质或化合物形成共价键决定键能大小因素离子电荷数越大，键能越大；离子半径越小，键能越大原子半径越小，键能越大
10、；键长越短，键能越大影响性质离子化合物的熔沸点、硬度等分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等实例 极性共价键与非极性共价键的比较共价键极性共价键非极性共价键定义不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移原子吸引电子能力不相同相同成键原子电性显电性电中性影响性质极性分子或非极性分子非极性分子实例HClHH 、ClCl 三、范德华力、氢键存在范围作用本质作用强弱决定键能大小因素影响性质范德华力分子间和分子晶体内电性引力弱结构相似的分子，其式量越大，分子间作用力越大。分子晶体的熔沸点、硬度等氢键分子间和分子晶体内电性引力弱（稍强）分子晶体的熔沸点 化学反应的实质：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。
