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1、.第一章 物质构造 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表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、构造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：A-A过渡元素族：16个共18个纵行副族7个：IB-B第族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构造一碱金属元素：1、原子构造相似性：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
2、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：密度逐渐增大K反常 熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子构造的相似性和递变性，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 + H22R + 2 H2O 2 ROH + H2 产物中，碱金属元素的化合价都为价。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：与氧气反响越来越容易与水反响越来越剧烈
3、结论：金属性逐渐增强原子构造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：、原子构造相似性：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，原子半径增大物理性质的递变性：从2到2卤素单质的颜色逐渐加深；密度逐渐增大；Br2反常单质的熔、沸点升高3、化学性质1卤素单质与氢气的反响：2 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
4、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_I2NaI +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：非金属性逐渐减弱原子构造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
5、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：原子的质量主要集中在原子核上。质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。原子序数核电核数质子数核外电子数。质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)中子 N个=AZ个在化学上，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
6、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。两 同：质子数一样、同一元素两不同：中子数不同、质量数不同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 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2n2n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
7、18个；倒数第三层不超过32个。二元素周期律：、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从1-8K层由12、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：稀有气体0价，F化合物中没有正价每周期负化合价：4、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：Na + 2H2O 2NaOH + H2 (容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2较难 金属性：Na MgMg + 2HCl MgCl2 + H2 (容易) 2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2较难 金属性：Mg Al 根据1、2
8、得出：金属性Na Mg Al碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 金属性：金属性Na Mg AlNa Mg Al金属性逐渐减弱结论：Si P S Cl 单质与2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
9、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。两个对角3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 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。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在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。半导体材料：在金属与非金属的分界限附近的元素中寻找。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.
10、 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：与水或酸反响越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物氢氧化
11、物碱性越强，金属性越强。置换反响，金属性强的金属置换金属性弱的金属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：从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。与H2反响的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。置换反响，非金属性强的置换非金属性弱的非金属离子的复原性越弱，非金属性越强第三节 化学键一离子键离子键：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
12、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。、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共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。化合物离子化合物共价化合物 化合物中不是离子化合物就是共价化合物共价键的存在：非金属单质：H2
