高中化學：物質結構元素周期律知識點一.原子結構原子核的構成核電荷數（z）==核內質子數二二核外電子數二二原子序數質量數：將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來，所得的數值，叫質量數。質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）二二近似原子量3.原子構成4.表示方法原子序數-相對原子質量原子序數-相對原子質量元素符號（紅色指放射性無素）元素名稱外圍電子層排布二.元素、核素、同位素、同素異形體的區別和聯系區別色稱元盍同檻素同素異形休本質質于數相同的一類?原子的總稱肪子數、中于數都一定的厚子質子數相同、中?子數不同的梭翥同種元素形成的不同單質范疇同類原子原子原子單質特性貝有種抵役有個數?化學反應中的最＜1噴?；瘜W性質幾乎?完全相同兀素相同、性質序同訣定因者質子數質子敵、中子數.質子數、中子數組咸元素、結構舉例H、b0三種元素t忍斟三種檢Hx徉更互稱同①與a互為同素2.聯系【名師點睛】（1）在辨析核素和同素異形體時，通常只根據二者研究范疇不同即可作出判斷。（2）同種元素可以有多種不同的同位素原子，所以元素的種類數目遠少于原子種類的數目。

自然界中，元素的各種同位素的含量基本保持不變。三.“10電子”、“18電子”的微粒小結1.“10電子”微粒分子離子^184子Ark\匸于、cr.■二核18電子際HC1HS"三核18電子h￡s四核垃電子PH-，比0乞五核怡取子劇比、CH/,NH2OH六核18電子心比、CH.OH注：苴它如GH,也HA.N：H?尊亦為18電子的微粒。四.元素周期表的結構1.周期

周期打數所含元素種類教每周朗的起止兀素艮蔣原子序數短周期2:H^He083''8喪周期四A18/匕血五$18六&32范汽Rn七32(填滿時)s:Fr1]aX&表按未發現的113亍兀素〉2.族元素周期表中從IIIB到IIB共10個縱行，包括了第VIII族和全部副族元素，共60多種元素，全部為金屬元素，統稱為過渡元素。特別提醒元素周期表中主、副族的分界線：第IIA族與第IIIB族之間，即第2、3列之間；第IIB族與第IIIA族之間，即第12、13列之間。元素周期表的應用元素周期表在元素推斷中的應用利用元素的位置與原子結構的關系推斷。等式一：周期序數=電子層數；等式二：主族序數=最外層電子數；等式三：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數。利用短周期中族序數與周期數的關系推斷。持硃拉過元棄族序數等于周期數冬BftxAl族序數等于周期數的2倍C.S施片數等于周期數的2悟0周期數等于族序數的$信LI周期數等于族序數的3佶Na

定位法：利用離子電子層結構相同的“陰上陽下”推斷具有相同電子層結構的離子，如aXWYn+、cZ"、dMn-的電子層結構相同，在周期表中位置關則它們的原子序數關系為a>b>d>c。2.元素原子序數差的確定方法(1)同周期第IIA族和第IIIA族元素原子序數差。若為IA、IIA族元素，則原子序數的差值等于上周期元素所在周期的元素種類數。若為IIIA族至0族元素，則原子序數的差值等于下周期元素所在周期的元素種類數。3．啟發人們在一定區域內尋找新物質半導體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。農藥中常用兀素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料主要在過渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。oIIAAu陋AnrnAA1234567金局件逐漸增強」!At」ppte0TP非Assb-1農素sG??！獙貰AI全稀仃氣體元素非金屬性逐漸増強-元素周期律1．定義元素的性質隨原子序數的遞增而呈周期性變化的規律2．實質元素原子核外電子排布周期性變化的結果。

3．具體表現形式頂目同周期（左T右）同主族（上亠下）原子結構核電荷數逐諭增大逐漸増犬電子層數相同逐漸増多県子半徑逐渤誠小'逐漸増大離了半徑陽罔子逐漸堿小，陰禺子逐諭減小逐漸増大，化合扮最高正化合價由+1-+7〔0、F除外），負化合價=-（8-主族序數）相同最高正化合價=主族序數】（CKF除外）兀素的金屬性曲非金屋性金屬性逐漸減弱非金屬性逐溺增強金屬性逐漸増強菲金屬性逐諭拡弱離子的氧化性、還原性陽罔子氧化性逐謝增強陰離亍還原性逐渤減弱陰離子氧化性逐諭減弱陰離子還原性逐渤増強氣態氫化物穩定性逐諭增強逐諭誠弱最高價氧化物對應水化楊的酸畦性堿性逐渤誠弱酸性逐謝増強堿性逐漸増強酸性逐漸誠弱周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。金屬性最強的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考慮），非金屬性最強的元素在右上角即F。3．元素化合價與元素在周期表中位置的關系。4．元素周期表和元素周期律對我們的指導作用在周期表中尋找新的農藥。在周期表中尋找半導體材料。在周期表中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。元素金屬性、非金屬性強弱判斷依據元素金屬性強弱判斷依據⑴根據常見金屬活動性順序表判斷金屬元素的金屬性與金屬單質的活動性一般是一致的,即越靠前的金屬活動性越強，其金屬性越強。ioo&&ooNa.MgA1/..nFe支?□□°：丐單辰活動性增強，元素金屬性也增強需說明的是這其中也有特殊情況，如Sn和Pb，金屬活動性Sn>Pb，元素的金屬性是Sn<Pb，如碰到這種不常見的元素一定要慎重,我們可采用第二種方法。⑵根據元素周期表和元素周期律判斷同周期元素從左到右金屬性逐漸減弱，如第三周期Na>Mg>Al；同主族元素從上到下金屬性增強，如1中所述，Sn和Pb同屬IV主族，Sn在Pb的上方，所以金屬性Sn>Pb。⑶根據物質之間的置換反應判斷通常失電子能力越強，其還原性越強，金屬性也越強，對于置換反應，強還原劑和強氧化劑生成弱還原劑和弱氧化劑，因而可由此進行判斷。如：Fe+Cu2+===Fe2++Cu說明鐵比銅金屬性強。這里需說明的是Fe對應的為Fe2+，如：Zn+Fe2+===Zn2++Fe說明金屬性Zn>Fe，但Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，卻不說明金屬性Cu>Fe，而實為Fe>Cu。⑷根據金屬單質與水或酸反應的劇烈程度或置換氫氣的難易判斷某元素的單質與水或酸反應越容易、越劇烈，其原子失電子能力越強，其金屬性就越強。如Na與冷水劇烈反應，Mg與熱水緩慢反應，而AI與沸水也幾乎不作用，所以金屬性有強到弱為Na>Mg>Al；再如：Na、Fe、Cu分別投入到相同體積相同濃度的鹽酸中，鈉劇烈反應甚至爆炸，鐵反應較快順利產生氫氣，而銅無任何現象，根本就不反應，故金屬性強弱：Na>Mg>AI。⑸根據元素最高價氧化物對應水化物的堿性強弱判斷如從NaOH為強堿，Mg(OH)為中強堿，AI(OH)為兩性氫氧化物可得知金屬性：Na>Mg>AI。23⑹根據組成原電池時兩電極情況判斷通常當兩種不同的金屬構成原電池的兩極時，一般作負極的金屬性較強如Zn和Cu比較時，把Zn和Cu用導線連接后放入稀硫酸中，發現銅片上有氣泡，說明鋅為負極，故金屬性Zn>Cu。但也應注意此方法判斷中的特殊情況，如鋁和銅用導線連接后放入冷濃硝酸中，因鋁鈍化，銅為負極，但金屬性卻為Al>Cu。⑺根據金屬陽離子氧化性強弱判斷一般來說對主族元素而言最高價陽離子的氧化性越弱，則金屬元素原子失電子能力越強，即對應金屬性越強。⑻根據在電解過程中的金屬陽離子的放電順序判斷放電順序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+在電解過程中一般先得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性比后得到電子的金屬陽離子對應金屬的金屬性弱，即位置越靠前的對應金屬的金屬性越弱。如含有Cu2+和Fe2+的溶液電解時Cu2+先得電子，所以金屬性Fe>Cu。其實這一方法同7本質上是一樣的。⑼根據金屬失電子時吸收能量多少判斷元素原子或離子失去或得到電子時必然伴隨有能量變化，就金屬元素原子失電子而言，在一定條件下，失電子越容易，吸收的能量越少金屬性越強；失電子越難，吸收的能量越多，金屬性越弱。如兩金屬原子X、Y，當它們分別失去一個電子后，都形成稀有氣體原子電子層結構X吸收的能量大于丫，故金屬性Y>X。由以上分析可知，在判斷金屬性強弱時要綜合運用各方面知識進行，以防判斷時出現偏頗。元素非金屬性強弱判斷依據⑴根據元素周期表判斷同一周期從左到右，非金屬性逐漸增強；同一主族從上到下非金屬性逐漸減弱。⑵從元素單質與氫氣化合難易上比較非金屬單質與H化合越容易，則非金屬性越強。如：F與H可爆炸式的反應，Cl與H點燃或光照即可劇烈反應，Br與H需在200°C時才緩慢進行，而222222I與H的反應需在更高溫度下才能緩慢進行且生成的HI很不穩定，同時發生分解，故非金屬性22F>Cl>Br>I。⑶從形成氫化物的穩定性上進行判斷氫化物越穩定，非金屬性越強。如：HS在較高溫度時即可分解，而H0在通電情況下才發生分解，22所以非金屬性O>S。⑷從非金屬元素最高價氧化物對應水化物的酸性強弱判斷（F除外，因F無正價）若最高價氧化物對應水化物的酸性越強，則非金屬性越強。例如：原硅酸（HSiO）它難溶于水，是一種很弱的酸，磷酸（HPO）則是中強酸，硫酸（HSO）443424是強酸，而高氯酸（HCIO）酸性比硫酸還要強，則非金屬性Si<P<S<CI。4⑸通過非金屬單質與鹽溶液的置換反應判斷若非金屬X能把非金屬Y從它的鹽溶液或氣態氫化物中置換出來，則非金屬性X>Y如已知：2HS+2O===2SJ+2HO,則非金屬性O>S；另鹵素單質間的置換反應也很好的證明了這一點。22⑹從非金屬陰離子還原性強弱判斷非金屬陰離子還原性越強，對應原子得電子能力越弱，其非金屬性越弱，即“易失難得”，指陰離子越易失電子，則對應原子越難得電子。⑺從對同一種物質氧化能力的強弱判斷如Fe和Cl反應比Fe和S反應容易，且產物一個為Fe3+，-個為Fe2+，說明Cl的非金屬性比S強。⑻根據兩種元素對應單質化合時電子的轉移或化合價判斷一般來說，當兩種非金屬元素化合時，得到電子而顯負價的元素原子的電子能力強于失電子而顯正價的元素原子。如：S+O2=SO2，則非金屬性O>S。⑼從等物質的量的非金屬原子得到相同數目電子時放出能量的多少判斷非金屬性強時，放出能量多，非金屬性弱時，放出能量少。綜上所述可知，元素的金屬性和非金屬性與元素得失電子能力以及對應單質或離子的氧化性和還原性有著密不可分的關系，它們可相互推導；這部分內容也是對金屬元素和非金屬元素知識的整合與提高，一定要詳細分析，理解記憶，才能撥開解題時的種種迷霧，得出正確答案。化學鍵概念：使離子相互結合或原子相互結合的作用力。分類J離子鍵化學鍵1j極性共價鍵共價鍵1非極性共價鍵離子鍵和共價鍵比較萬子健共帶擁反電荷離子之間的相互作用原子間通過共屈電子對所形咸朗柘互毎甬成屛機粒陰陽高子原子成槿實質靜電作用原子間逋過共用電子對，電子對檢的靜電引力與植間、電子間的靜電斥力達到平衝寵咸條件活緩金國2活潑非全屬化合吋；一般形質離于鍵同種或不同種非金屋元素的匱子相互結合時，—般形成共價鎮所有的離子化合物中都有離子鋰非金雇單質、共價化合物、舍有復雜感子（如0H\?〕的離于化合物極性共價德；不同種元當間的共價議。非扱性同種元素i可的共價挺.十.電子式的書寫1．電子式的概念在元素符號周圍，用“?”或“X”來表示原子的最外層電子的式子叫電子式。（1）原子的電子式：元素周圍標明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當最外層電子數小于或等于4時以單電子分步，多于4時多出部分以電子對分布。例如：鎂瘵子；価gx碳瘵子：?氧匣子氟療子::Ne：（2）簡單陽離子的電子式：簡單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子的符號表示，如：Na+、Li+、Mg2+、Ah+等。（3）簡單陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數，而且還應用括號“[]”括起來，并在右上角標出“n-”電荷字樣。例如：氧離子H：]'、氟離子（4）多原子離子的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數，而且還應用括號“[]”括起來，H[h：E：h「卜并在右上角標出“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：每個離子都要單獨寫，而且要符合陰陽離子相鄰關系，如MgCl要寫2成，不能寫成，也不能寫成心弊「疳曠用電子式表示離子化合物的形成過程例如：NaCl的形成過程：Na叩包*Na4-\?0*T_Na+NaO的形成過程：2ccc砧比4”口：祐匯C加冷——卜r：Br；VCa2+r；Br：?CaBr2的形成過程：【名師點撥】用電子式表示離子化合物的形成過程是要注意：連接符號必須用“T”而不用“=”。左邊相同的原子的電子式可以合并，但右邊構成離子化合物的每個離子都要單獨寫，不能合并。十一.分子間作用力、氫鍵1.分子間作用力⑴概念：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作