物质结构 元素周期律

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1、一、考纲要求一、考纲要求 1.理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电 子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2.以第 1、2、3 周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3.理解离子键、共价键的涵义。了解键的极性。 4.了解几种晶体类型及其性质(离子晶体、原子晶体、分子晶体)。 5.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。 6.以第 3 周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的 递变规律与原子结构的关系；以A 和A 族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原 子结构的关系。 二、知识结构二

2、、知识结构 1. 原子结构及离子结构中各种基本微粒间的关系原子种类微粒之间的关系中性原子AZ原子序数=核电荷数=核内质子数= 核外电子数阳离子A n+Z原子序数=核电荷数=核内质子数= 核外电子数+n阴离子A m-Z原子序数=核电荷数=核内质子数= 核外电子数-m质量数=质子数+中子 数2.同位素及相对原子质量定义具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素特性1. 同一元素的各种同位素化学性质几乎完全相同. 2. 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 的原子含量一般是不变的.判定 方法它反映的是同种元素的不同原子间的关系.故单质、化合物间不可 能是同位素。如 H2

3、和 D2及 H2O 和 D2O 之间不存在同位素关系。只有 质子数相同而中子数不同的原子才是同位素；如168O 和188O 是同位素，而且146C 和147N 不是同位素。同 位 素注意天然存在的元素中，许多都有同位素（但并非所有元素都有同位素） 。因而发现的原子种数多于元素的种数。 相 对 原 子 质 量 和 近 似 相 对同位素的相对 原子质量和近 似相对原子质 量按初中所学的相对原子质量的求算方式是：一个原子的质量与一个12C 原子质量的的比值。显然，所用原子质量是哪种同位素原子121的质量，其结果只能是该同位素的相对原子质量。故该定义严格说 应是同位素的相对原子质量。该比值的近似整值即

4、为该同位素的近 似相对原子质量，其数值等于该同位素的质量数。原 子 质 量元素的相对原 子质量和近似 相对原子质量因天然元素往往不只一种原子，因而用上述方法定义元素的相对原 子质量就不合适了。元素的相对原子质量是用天然元素的各种同位 素的相对原子质量及其原子含量算出来的平均值。数字表达式为=M1a1%+M2a2%+。若用同位素的质量数替代其相对原子M 量进行计算，其结果就是元素的近似相对原子质量（计算结果通常 取整数） 。我们通常采用元素的近似相对原子质量进行计算。 3. 原子核外电子排布规律1各电子层最多能容纳 2n2个电子 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号 K L M

5、N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 2最外层电子数目不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个） 。 3次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 4核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排 在能量较高，离核较远的电子层。核 外 电 子 排 布 规 律注 意 事 项1 以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 2 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 118 号元素的结构问题，若要 解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。原子结构 示意图和 离子结构 示意图要理解图中各符

6、号的含义。例：氯原子，圆圈内表示原子 的质子数，要注意正号；弧线表示电子层， 弧线内数字表示该层中的电 子数。 离子结构示意图中各符号含意一样，但注意原子结构示意图中质子数等 于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如 Cl-：原 子 结 构 的 表 示 方 法电子式电子式是在元素符号周围用小黑点或电子式是在元素符号周围用小黑点 或“”的数目表 示该元素原子的 最外层电子数的式子。小黑点或“”的数目即为该原子的最外层电子数。如a、.l. 、 . NMg. AN、. .O,: . 、:Cl.Ar.4.元素周期律 涵 义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 实 质元素性

7、质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。 核外电 子排布最外层电子数由 1 递增至 8(若 K 层为最外层则由 1 递增至 2)而呈现周期性变 化。原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数 和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 主 要 化 合 价最高正价由+1 递变到+7，从中部开始有负价，从-4 递变至-1。(稀有气体元 素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子 数决定，一般存在下列关系： 最高正价数最外层电子数元素及化金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，合物的性 质呈周期

8、性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子 数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易， 故有此变化规律。5.简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNarMgrAlrSirprsrCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLirNarkrRbrCs离 子 半 径1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离 子. 例：rCl-rCl，rFerFe2+rFe3+ 2. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO2-rF-rNa+r

9、Mg2+rAl3+ 3. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi+rNa+rK+rRb+rcs+；rO2-rs2-rse2-rTe2- 4. 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较 rk+与 rMg2+可选 rNa+为参照可知 rk+rNa+rMg2+ 6.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 本质原子越易失电子，金属性越强。 1在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。金 属 性 比 较判 断 依 据5若 xn+yx+ym

10、+ 则 y 比 x 金属性强。 本质原子越易得电子，非金属性越强。 1与 H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。2单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。3最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。非 金 属 性 比 较判 断 方 法4An-+BBm-+A 则 B 比 A 非金属性强。7.元素周期表的结构 元素周期表的结构位置与结构的关系 周期序数元素的种数 第一周期2 第二周期8短 周 期第三周期8 第四周期18 第五周期18 第六周期32周期长 周 期第七周期不完全周期1.周期序数原子核外电子层数 2.对同主族(nA 族)元素 若 n2，则该主族某一元素的原子序数与上一周

11、期 元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若 n3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期 元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。主族A 族 A 族 A 族 A 族 A 族 A 族 A 族由长周期元 素和短周期 元素共同构 成的族。最外层电子数主族序数价电子数 零 族最外层电子数均为 8 个（He 为 2 个除外）副族B 族 B 族 B 族 B 族 B 族 B 族 B 族只由长周期 元素构成的 族最外层电子数一般不等于族序数（第B 族、B 族除外） 最外层电子数只有 17 个。族第族有三列元素8.同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期（左右）同主族（上下） 核电荷数逐渐增大增大 电子层

12、数相同增多原 子 结 构原子半径逐渐减小逐渐增大化合价最高正价由+1+7 负价数=8-族序数最高正价和负价数均 相同，最高正价数= 族序数 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。 单质的氧化性和还原性氧化性逐渐增强，还 原性逐渐减弱。氧化性逐渐减弱，还 原性逐渐增强。 最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性 逐渐减弱。酸性逐渐减弱，碱性 逐渐增强。 气态氢化物的稳定性、还原性，水溶 液的酸性。稳定性逐渐增强，还 原性逐渐减弱，酸性 逐渐增强。稳定性逐渐减弱，还 原性逐渐增强，酸性 逐渐减弱。9.元素的原子结构，在周期表中的位置及元

13、素性质之间的关系。10.化学键、离子键的概念 化 学 键定义晶体或分子内直接相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用， 通常叫做化学键。强烈的体现形式使原子间形成一个整体，彼此不能发生相对移动，只能在一定 平衡位置 振动。破坏这种作用需消耗较大能量。 定义阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 本质阴阳离子间的静电作用形成条件和原因稳定的阳离子活泼金属 MMn+ne活泼非金属 Xm- 离子键me吸力、斥力达平衡 稳定的阴离子 形成过程表示方法mM+nXmnnXmM离 子 键影响强度的因素及 对物质性质的影响1.离子半径：离子半径越小，作用越强。含有该键的离子化合 物的熔沸点就越高。

14、2.离子电荷：离子电荷越多，作用越强。含有该键的离子化合 物的熔沸点就越高。11.共价键定义原子间通过共用电子对所形成的化学键,叫共价键 形成条件一般是非金属元素之间形成共价键,成键原子具有未成对电子 本质成键的两原子核与共用电子对的静电作用.1.电子式:H HH .:.cl.NH.表示方法2.结构式 HCl HHNH 形成过程H+.H:.cl :.cl分类依据：共用电子对是否发生偏移非极性键定义：共用电子对不偏于任何一方 特定：存在于同种原子之间 AA 单质、共价化合物、离 子化合物、离子化合物中都可能含有此键。 例：Cl2、H2O2、Na2O2分类极性键定义：共用电子对偏向成键原子的一方

15、特点：存在于不同种原子之间 BA 共价化合物、离子化合物中都可能含有此键键能折开 1mol 共价键所吸收的能量或形成 1mol 共价键所放出的能量，这个键 能就 叫键能。 键能越大，键越牢固，分子越稳定。键长两成键原子核之间的平均距离叫键长。 键越短、键能较大，键越牢固，分子越稳定。键 参 数键角分子中相邻的键和键之间的夹角叫键角。它决定分子的空间构型和分子的 极性 12.极性分子和非极性分子类别结构特点电荷分布特 点分子中的键判断要点实例非极性分子空间结构特 点正负电荷重 心重叠，电 子分布均匀非极性键极 性键空间结构特 点H2、CO2、BF3 、CCl4、C2H2 、C2H4极性分子空间结

16、构不 对称正负电荷重 心不重叠， 由于分布不 均匀。极性键（可 能还含有非 极性键）空间结构不 对称。HCl、H2O、N H3、CH3Cl13.晶体的结构与性质 类型离子晶体原子晶体分子晶体 构成微粒阴离子、阳离子原子分子结 构作用力离子键共价键分子间作用力 硬度较大很大很小 熔沸点较高很高很低传导固体不导电，溶化或 熔于水后导电一般不导电，有些是 半导体。固体不导电，有些溶 于水后导电性质 溶解性易溶于极性溶剂难溶相似相溶 实例盐、强碱等Si、SiO2、SiC干冰、纯净磷酸14.化学键与分子间力的比较 概念存在范围强弱比较性质影响化学键相邻的两个或多 个原子间强烈的 相互作用分子内或晶体内键能一般