物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)

物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)xxx公司物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)文件編號：文件日期：修訂次數(shù)：第1.0次更改批準(zhǔn)審核制定方案設(shè)計(jì)，管理制度物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律總結(jié)1．對原子的組成和三種微粒間的關(guān)系eq\o(\s\up8(A),\s\do3(Z))X的含義：代表一個質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子。質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。核電荷數(shù)＝元素的原子序數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)。

2．原子核外電子分層排布的一般規(guī)律在含有多個電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規(guī)律是：(1)核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納2n2個電子。(3)原子最外層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。

3．元素的性質(zhì)與元素的原子核外電子排布的關(guān)系(1)稀有氣體的不活潑性；稀有氣體元素的原子最外層有8個電子(氦是2個電子)，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定，一般不跟其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。(2)非金屬性與金屬性(一般規(guī)律)：最外層電子數(shù)得失電子趨勢元素的性質(zhì)金屬元素＜4易失金屬性非金屬元素＞4易失非金屬4．1～20號元素微粒結(jié)構(gòu)的特點(diǎn)(1)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，與下一周期的金屬元素形成的陽離子的電子層結(jié)構(gòu)相同。(2)核外有10個電子的微粒：①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。②陽離子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。③陰離子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。(3)元素的原子結(jié)構(gòu)的特殊性：①原子核中無中子的原子：eq\o(\s\up8(1),\s\do3(1))H。②最外層有1個電子的元素：H、Li、Na。③最外層有2個電子的元素：Be、Mg、He。④最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar。⑤最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。⑥電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al。⑦電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。⑧次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Si。⑨內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、P。

5．從質(zhì)量、電性兩個方面來認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)（1）原子核的體積雖小但原子的質(zhì)量幾乎全集中在原子核上，質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量很小，僅約為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836。所以，離子的相對質(zhì)量就可以認(rèn)為等于原子的相對質(zhì)量。（2）組成原子的“三微?！钡膸щ娗闆r及微粒數(shù)目的關(guān)系：中子不帶電，一個質(zhì)子帶一個單位正電荷，一個電子帶一個單位負(fù)電荷。在學(xué)習(xí)和解題時要充分利用微粒之間的關(guān)系，并注意理解“六種量”的概念：核內(nèi)質(zhì)子數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù)；質(zhì)量數(shù)A．＝質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)；離子所帶電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)—電子數(shù)，負(fù)值表示帶負(fù)電，正值表示帶正電。6．全面掌握周期表中的元素性質(zhì)遞變規(guī)律

項(xiàng)

目同周期(左→右)同主族(上→下)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相同逐漸增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性

質(zhì)化合價最高正價由+1→+7負(fù)價數(shù)＝-(8-族序)最高正價、負(fù)價數(shù)相同最高正價＝族序數(shù)元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性非金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性還原性減弱氧化性減弱還原性氧化性增強(qiáng)還原性增強(qiáng)最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性堿性酸性增強(qiáng)堿性減弱酸性減弱堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減①上表所列規(guī)律的內(nèi)在聯(lián)系是：原子結(jié)構(gòu)決定位置，決定性質(zhì)。②上述性質(zhì)之間關(guān)系可以用下述方式來理解：電子層數(shù)越多原子半徑越大原子核對核外電子的吸引力越弱失電子能力增強(qiáng)，得電子能力減弱金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱。電子層數(shù)相同，質(zhì)子數(shù)越大原子半徑越小原子核對核外電子的引力越強(qiáng)失電子能力減弱，得電子能力增強(qiáng)金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)。③根據(jù)上表得出的推論：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金屬性愈強(qiáng)，因此銫(Cs)是自然界里最活潑的金屬(鈁在自然界不能穩(wěn)定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金屬性愈強(qiáng)，因此，氟是最活潑的非金屬元素。可見，在周期表中金屬元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金屬元素集中的右上部(包括氫)，而在金屬與非金屬的交界處的元素，既表現(xiàn)某些金屬的性質(zhì)，又表現(xiàn)某些非金屬的性質(zhì)，如Be,B,Al,Si,Ge等。④特殊的相似規(guī)律：對角線規(guī)律(也叫斜線規(guī)則)在周期表中，左上向右下的斜線方向上相鄰元素的性質(zhì)相似，這個規(guī)律稱為對角線規(guī)律，如Be位于第二周期ⅢA族與鋁斜線相對。已知Al顯兩性，則可推知Be也顯兩性，Be(OH)2，與Al(OH)3相似，也是兩性氫氧化物。7．微粒半徑的比較規(guī)律(1)同周期的主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小(惰性元素除外)(2)同主族元素的原子半徑(或離子半徑)都是隨著原子序數(shù)的增加而逐漸增大(3)對同種元素來說，其陰離子半徑＞原子半徑＞陽離子半徑(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，原子序數(shù)越大，微粒半徑越小(5)同周期元素形成的離子，陰離子半徑一定大于陽離子半徑。(6)惰性元素的原子半徑與其它元素的原子半徑的測定標(biāo)準(zhǔn)不同，因而沒有可比性。8．元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法（1）單質(zhì)、化合物的性質(zhì)、實(shí)驗(yàn)判斷法對于金屬性：①金屬與水(或非氧化性酸)反應(yīng)越劇烈，其金屬性越強(qiáng)。②金屬的還原性越強(qiáng)(或金屬陽離子的氧化性越弱)，其金屬性越強(qiáng)。③金屬的最高價氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)，一般金屬性越強(qiáng)。④若一種金屬能把另一種金屬從其鹽溶液中置換出來，則前者的金屬性強(qiáng)于后者的金屬性。此外還有原電池原理判斷法等，這將在以后的章節(jié)中學(xué)習(xí)。對于非金屬性：①單質(zhì)與氫氣反應(yīng)越容易，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性越強(qiáng)。②非金屬單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)(或非金屬陰離子還原性越弱)，元素的非金屬性越強(qiáng)。③非金屬的最高價氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)，元素的非金屬性越強(qiáng)。④若非金屬單質(zhì)Xn能將非金屬陰離子Ym-從其鹽溶液中置換出來，則X的非金屬性比Y的強(qiáng)（注意，這里的鹽溶液就是指Ym-型的鹽，不是任何形式的鹽）。(2)主族元素的經(jīng)驗(yàn)公式K＝（其中m是最外層電子數(shù)，n為電子層數(shù)）巧斷法：①當(dāng)K＜1時，元素顯金屬性，且K值越小，元素的金屬性越強(qiáng)②當(dāng)K＝1時，元素顯兩性。③當(dāng)K＞1時，元素顯非金屬性，且K值越大，元素的非金屬性越強(qiáng)。9．元素性質(zhì)、存在、用途的特殊性(1)形成化合物種類最多的元素是C；單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素是C；(2)空氣中含量最多的元素是N；氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素是N。(3)地殼中含量最多的元素是O；氣態(tài)氫化物的沸點(diǎn)最高的元素是O；氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素是O。(4)地殼中含量最多的金屬元素是Al。(5)最活潑的非金屬元素是F；無正價的元素且無含氧酸的非金屬元素是F；氣態(tài)氫化物（其水溶液）可腐蝕玻璃的元素是F；氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素是F；陰離子的還原性最弱的元素是F。(6)自然界中最活潑的金屬元素是Cs；最高價氧化物對應(yīng)水化物堿性最強(qiáng)的元素是Cs；陽離子氧化性最弱的元素是Cs。(7)焰色反應(yīng)呈黃色的元素是Na。(8)焰色反應(yīng)呈紫色(透過藍(lán)色的鈷玻璃觀察)的元素是K。(9)單質(zhì)最輕的元素：H。(10)最輕的金屬元素：Li。(11)常溫下單質(zhì)呈液態(tài)的非金屬元素是Br；金屬元素是Hg。(12)最高價氧化物及其水化物既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)的元素：Be、Al。10．核素和同位素(1)核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各為一種核素。(2)同位素：同一元素的不同核素之間互稱同位素。如816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。(3)元素、核素、同位素之間的關(guān)系如下圖所示。(4)同位素的特點(diǎn)①同種元素，可以有若干種不同的核素。至今已發(fā)現(xiàn)了110多種元素，但發(fā)現(xiàn)的核素遠(yuǎn)多于這些元素的種類。②核電荷數(shù)相同的不同核素，雖然它們的中子數(shù)不同，但是屬于同一種元素。③同位素是同一元素的不同核素之間的互相稱謂，不指具體的原子。④817O是一種核素，而不是一種同位素。816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。⑤同一種元素的不同同位素原子其質(zhì)量數(shù)不同，核外電子層結(jié)構(gòu)相同，其原子、單質(zhì)及其構(gòu)成的化合物化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有差異。

11．元素化合價的規(guī)律：(1)所有元素都有零價(2)主族元素原子的最外層電子數(shù)等于元素的最高正價(3)只有非金屬主族元素才有負(fù)價，且最低負(fù)價數(shù)+最高正價數(shù)＝8(氫除外)(4)若原子的最外層電子數(shù)為偶數(shù)，則元素的正常化合價為一系列偶數(shù)；若原子的最外層電子數(shù)為奇數(shù)，則元素的正?；蟽r為一系列奇數(shù)。12.元素周期表的應(yīng)用(1)預(yù)測元素的性質(zhì)：常見的題目是給出一種不常見的主族元素(如砹、碲、鉍、銦、鐳、銫等)，或尚未發(fā)現(xiàn)的主族元素，推測該元素及其單質(zhì)或化合物所具有的性質(zhì)。解答的關(guān)鍵是根據(jù)該元素所在族的熟悉元素的性質(zhì)，根據(jù)遞變規(guī)律，加以推測判斷。(2)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)(農(nóng)藥、半導(dǎo)體、催化劑等)。13.離子鍵

(1)離子鍵是一種靜電作用：①靜電作用包括陰、陽離子間的靜電吸引作用和電子之間、原子核之間的靜電排斥作用，當(dāng)陰、陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥作用達(dá)到平衡，于是陰、陽離子間就形成了穩(wěn)定的離子鍵。②由于離子鍵是靜電吸引與靜電排斥的平衡，所以陰、陽離子間既不能離得太遠(yuǎn)，又不能靠得太近，當(dāng)離子化合物被熔化或溶解于水時，離子鍵即遭到破壞，這時離子可以自由移動。(2)離子鍵的成鍵原因14．共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。(1)成鍵的微粒：一般為非金屬原子(相同或不相同)。(2)鍵的本質(zhì)：原子間通過共用電子對產(chǎn)生的強(qiáng)烈的相互作用。(3)鍵的形成條件：一般是非金屬元素之間，且成鍵的原子最外層電子未達(dá)到飽和狀態(tài)，則在兩原子之間通過形成共用電子對成鍵。(4)鍵能：分子中所含鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。(反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能)＞0，反應(yīng)吸熱。(反應(yīng)物總鍵能)-生成物總鍵能＜0，反應(yīng)放熱。15．電子式；用來表示原子、離子或分子的最外層電子狀況一種化學(xué)符號。①原子的電子式：常把其最外層電子數(shù)用小黑點(diǎn)“·”或小叉“×”來表示。如②陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“［

］”括起來，并也要在右上角標(biāo)“n-”電荷字樣。例如：氧離子：

氟離子：③陽離子的電子式：不畫離子最外層電子數(shù)，只要寫出離子符號。例如：鈉離子：Na+

鎂離子：Mg2+

鋇離子：Ba2+④原子團(tuán)的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“［

］”括起來，并在右上角標(biāo)出“n-”或“n+”電荷字樣。例如：銨根離子：

氫氧根離子：⑤離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但相同的離子不得合并。例如：⑥共價化合物的電子式：由原子的電子式通過共用電子對而形成，如：⑦離子鍵形成的表示法：

⑧共價鍵形成的表示方法：16．化學(xué)鍵：相鄰的原子之間強(qiáng)烈的相互作用，通常叫做化學(xué)鍵。(1)

離子鍵、共價鍵的比較：

離子鍵共價鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵。原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。成鍵微粒離子原子相互作用的實(shí)質(zhì)陰、陽離子間的靜電作用共用電子對與兩原子核產(chǎn)生的電性作用。形成條件活潑金屬(如K、Na、Ca等)跟活潑非金屬(如Cl、F、O等)化合時形成離子鍵。非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價鍵。實(shí)例CaCl2、Na2O2、NaOH、NaHCl2、CCl4、H2O、HF、HNO3

(2)化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：一個化學(xué)反應(yīng)的過程，本質(zhì)就是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過程。

(3)化學(xué)鍵的存在：①構(gòu)成稀有氣體的單質(zhì)分子，由于原子已構(gòu)成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在這些單原子分子中不存在化學(xué)鍵。②在多原子單質(zhì)分子中存在共價鍵，如CCl4、I2、O2等。③在多原子化合物分子中存在共價鍵，如HCl、H2O2、H2SO4等。④在離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有共價鍵。如K2O2、NaOH、NH4Cl等離子化合物中既有離子鍵又有共價鍵。⑤在共價化合物中一定不存在離子鍵。⑥離子化合物不一定都由金屬元素和非金屬元素組成。例如NH4Cl、NH4NO3等離子化合物中不含金屬元素，只含非金屬元素。17．化學(xué)鍵與分子間力的比較概念存在范圍強(qiáng)弱比較性質(zhì)影響化學(xué)鍵相鄰的兩個或多個原子間強(qiáng)烈的相互作用分子內(nèi)或晶體內(nèi)強(qiáng)主要影響分子的化學(xué)性質(zhì)。分子間力物質(zhì)的分子間存在的微弱的相互作用分子間較弱主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)典型例題分析：例1砹（At）是原子序數(shù)最大的鹵族元素，推測砹或砹的化合物不可能具有的性質(zhì)是A．HAt很穩(wěn)定B．易溶于某些有機(jī)溶劑C．AgAt不溶于水D．是有色固體例2下列說法正確的是（A）非金屬元素的原子半徑越大，其氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定（B）失電子難的原子獲得電子能力一定強(qiáng)（C）在化學(xué)反應(yīng)中，某元素化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，該元素被還原（D）離子化合物中，可能存在共價鍵例3molX元素被還原成中性原子時，需要得到6．02×1023個電子；0．4gX的單質(zhì)與鹽酸充分反應(yīng)放出0．02gH2；Y元素的陰離子結(jié)構(gòu)與氬原子結(jié)構(gòu)相同，它的氣態(tài)氫化物水溶液是強(qiáng)酸。（1）推斷X、Y兩種元素的名稱及在周期表中的位置；（2）用電子式表示X、Y形成化合物的過程．例4元素周期表中有相鄰元素A、B、C，A與B同周期，B與C同主族，它們原子最外層電子數(shù)之和為19，原子序數(shù)之和為41，則此三元素的名稱分別為A，B，C。例5A、B、C、D為短周期中相鄰兩周期中的元素。其原子序數(shù)ABCD。D和A形成簡單離子后，它們電子層相差兩層。已知A處于第n族，D處于第m族。且A單質(zhì)中只含共價鍵。B的氣態(tài)氫化物的分子式為H2B，在其最高價氧化物中B的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為40%，B原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)相等。C和A可形成CA3型化合物，C和A、B在同一周期，B與A左右相鄰。試回答：（1）若n—m=6，則A、D形成的化合物的電子式為。（2）D的原子序數(shù)為（用含m的代數(shù)式表示）