word第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表总结的总结原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数一样元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数一样的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数 短周期〔第1、2、3周期〕 周期：7个〔共七个横行〕 周期表 长周期〔第4、5、6、7周期〕 主族7个：ⅠA-ⅦA过渡元素族：16个〔共18个纵行〕副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个〔3个纵行〕零族〔1个〕稀有气体元素二．元素的性质与原子结构〔一〕碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数一样，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：〔1〕相似性：银白色固体、硬度小、密度小〔轻金属〕、熔点低、易导热、导电、有展性〔2〕递变性〔从锂到铯〕：①密度逐渐增大〔K反常〕 ②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质〔1〕相似性：〔金属锂只有一种氧化物〕点燃点燃4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O22 Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝2KOH + H2↑2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似〔2〕递变性：①与氧气反响越来越容易②与水反响越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性总结：递变性：从上到下〔从Li到Cs〕，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强所以从Li到Cs的金属性逐渐增强〔二〕卤族元素：１、原子结构 相似性：最外层电子数一样，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：〔从Ｆ2到Ｉ2〕〔１〕卤素单质的颜色逐渐加深；〔２〕密度逐渐增大；〔B r2反常〕〔３〕单质的熔、沸点升高3、化学性质〔1〕卤素单质与氢气的反响： Ｘ2 ＋ H2 ＝ 2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2 的剧烈程度：依次增强 ； 生成的氢化物的稳定性：依次增强〔HF最稳定〕 〔2〕卤素单质间的置换反响2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2 ； 复原性：Cl－_____Br－ 2NaI +Cl2 ＝2NaCl + I2 氧化性：Cl2_______I2 ； 复原性：Cl－_____I－2NaI +Br2 ＝2NaBr + I2 氧化性：Br2_______I2 ； 复原性：Br－______I－ 结论： F2 F- Cl2 Cl- Br2 Br- I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强〔F2氧化性最强〕,对于阴离子的复原性：从上到下依次增强〔I-复原性最强〕结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下〔从F2到I2〕，随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强三．核素〔一〕原子的构成：〔１〕原子的质量主要集中在原子核上〔２〕质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略〔３〕原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数〔４〕质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)中子 N个=〔A－Z〕个〔５〕在化学上，我们用符号X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子质子 Z个原子X原子核核外电子 Z个〔二〕核素核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素一种原子即为一种核素同位素：质子数一样而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素或：同一种元素的不同核素间互称为同位素〔１〕两 同：质子数一样、同一元素〔２〕两不同：中子数不同、质量数不同 〔３〕属于同一种元素的不同种原子第二节 元素周期律一.原子核外电子的排布 １．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律〔1〕核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布能量最低原理)〔2〕各电子层最多容纳的电子数是2n2〔n表示电子层〕〔3〕最外层电子数不超过8个〔K层是最外层时，最多不超过2个〕；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个二．元素周期律：１、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从1--------8〔K层由1－2〕２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小〔同周期第0族最大〕3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１ ＋７〔稀有气体0价，F化合物中没有正价〕每周期负化合价：－４ －１4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化同周期元素金属性和非金属性的递变性：〔１〕２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ (容易) △ Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2↑〔较难〕 金属性：Na > Mg２〕Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2↑〔较难〕 金属性：Mg > Al 根据1、2得出： 金属性 Na > Mg > Al〔３〕碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性 Na > Mg > Al Na Mg Al 金属性逐渐减弱〔４〕结论： Si P S Cl 单质与Ｈ2的反响越来越容易、生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 故：非金属性逐渐增强。
Na Mg AlSi P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强〔５〕随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界限在分界限附近的元素具有金属性又具有非金属性2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ〔两个对角〕3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 ①元素的最高正价等于主族序数特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8. 4．元素周期表和元素周期律应用①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料②半导体材料：在金属与非金属的分界限附近的元素中寻找③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料5. 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一样最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数一样失电子能力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 →难稳定性逐渐减弱总结：元素金属性的判断：①与水或酸反响越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物〔氢氧化物〕碱性越强，金属性越强。
③置换反响，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强元素非金属性的判断：①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱②与H2反响的难易程度以与氢化物的稳定性来判断③置换反响，非金属性强的置换非金属性弱的非金属④离子的复原性越弱，非金属性越强第三节 化学键一．离子键１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键相互作用：静电作用〔包含吸引和排斥〕注：〔1〕成键微粒： 阴阳离子间〔2〕成键本质： 阴、阳离子间的静性作用〔3〕成键原因：电子得失〔4〕形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物〔1〕活泼金属与活泼非金属形成的化合物如NaCl、Na2O、K2S等 〔2〕强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 〔3〕大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 〔4〕铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐〔一般规律〕注意：〔1〕酸不是离子化合物〔2〕离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。
２、电子式 电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子〔价电子〕的式子叫电子式 用电子式表示离子化合物形成过程：〔1〕离子须标明电荷数； 〔2〕一样的原子可以合并写，一样的离子要单个写； 〔3〕阴离子要用方括号括起； 〔4〕不能把“→〞写成“＝〞； 〔5〕用箭头标明电子转移方向(也可不标)二．共价键1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 用电子式表示HCl的形成过程：注：〔1〕成键微粒： 原子〔2〕成键实质： 静电作用〔3〕成键原因： 共用电子对〔4〕形成规律： 非金属元素形成的单质或化合物形成共价键２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共。