高中化學第五章-物質結構-元素周期律知識點總結

第五章物質結構元素周期律第一講原子結構考點1原子結構1．原子的構成2．原子結構中的微粒關系(1)原子內的等量關系①質子數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)。②質量數(shù)＝質子數(shù)＋中子數(shù)。(2)離子內的等量關系①陽離子的核外電子數(shù)＝質子數(shù)－電荷數(shù)。②陰離子的核外電子數(shù)＝質子數(shù)＋電荷數(shù)。3．元素符號周圍數(shù)字的意義考點2“三素四量”的辨析1．“三素”(元素、核素、同位素)的概念及相互關系2．幾種重要的核素核素eq\o\al(235,92)Ueq\o\al(14,6)Ceq\o\al(2,1)Heq\o\al(3,1)Heq\o\al(18,8)O用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子3.“四量”(原子質量、原子的相對原子質量、元素的相對原子質量、質量數(shù))比較類別定義實例原子質量某元素某種核素的一個原子的真實質量一個eq\o\al(16,)8O的原子質量是2.657×10－26kg原子的相對原子質量一個原子的質量與一個eq\o\al(12,)6C原子質量的eq\f(1,12)的比值eq\o\al(16,)8O的相對原子質量約為16元素的相對原子質量元素的各種天然同位素的相對原子質量與其在自然界中所占的物質的量分數(shù)計算出的平均值Ar＝Ar(A)·a%＋Ar(B)·b%＋…(其中a%＋b%＋…＝1)質量數(shù)某原子核內質子數(shù)與中子數(shù)之和eq\o\al(18,)8O的質量數(shù)為18備注某核素的質量數(shù)可視為該核素的近似相對原子質量考點3原子核外電子排布1．核外電子排布規(guī)律2．原子結構示意圖3．“18電子”微粒分子離子一核18電子ArK＋、Ca2＋、Cl－、S2－、P3－二核18電子F2、HClOeq\o\al(2－,2)、HS－三核18電子H2S四核18電子PH3、H2O2五核18電子SiH4、CH3F、NH2OH六核18電子N2H4、CH3OH其他微粒C2H6、CH3NH2N2Heq\o\al(＋,5)、N2Heq\o\al(2＋,6)4.其他等電子微?！?0電子”微粒：“9電子”微粒：—F、—OH、—NH2、—CH3(甲基)。“14電子”微粒：Si、N2、CO、C2H2。“2電子”微粒：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。

第二講元素周期表元素周期律考點1元素周期表1．原子序數(shù)原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)＝質子數(shù)。2．編排原則周期(橫行)：元素原子的電子層數(shù)相同，左→右：原子序數(shù)遞增；族(縱行)：元素原子的最外層電子數(shù)相同，上→下：電子層數(shù)遞增。3．結構(1)周期(7個橫行，7個周期)短周期長周期周期序數(shù)一二三四五六七元素種數(shù)288181832320族元素原子序數(shù)21018365486118(2)族(18個縱行，16個族)主族列序121314151617族序ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列序345671112族序ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ族第8、9、10共3個縱行0族第18縱行4.元素周期表中的特殊位置(1)分區(qū)①分界線：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線。②各區(qū)位置：分界線左下方為金屬元素區(qū)，分界線右上方為非金屬元素區(qū)。③分界線附近元素的性質：既表現(xiàn)金屬元素的性質，又表現(xiàn)非金屬元素的性質。(2)過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱行共六十多種元素，這些元素都是金屬元素。(3)鑭系：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。(4)錒系：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。(5)超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素。考點2元素周期律及其應用1．元素周期律的定義元素的性質隨原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。2．元素周期律的實質元素原子核外電子排布周期性變化的結果。3．元素周期律的具體表現(xiàn)形式項目同周期(左→右)同主族(上→下)原子結構核電荷數(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(稀有氣體元素除外)逐漸增大離子半徑陽離子半徑逐漸減小，陰離子半徑逐漸減?。籸(陰離子)>r(陽離子)逐漸增大性質化合價最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)，最低負化合價＝－(8－主族序數(shù))相同，最高正化合價＝主族序數(shù)(O、F除外)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱離子的氧化性、還原性陽離子氧化性逐漸增強，陰離子還原性逐漸減弱陽離子氧化性逐漸減弱，陰離子還原性逐漸增強氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐漸增強逐漸減弱最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性逐漸減弱；酸性逐漸增強堿性逐漸增強；酸性逐漸減弱4.元素金屬性強弱的比較(1)結構比較法：最外層電子數(shù)越少，電子層數(shù)越多，元素金屬性越強。(2)eq\a\vs4\al(位置比較法)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期：從左到右，元素金屬性逐漸減弱,同主族：從上到下，元素金屬性逐漸增強,左下右上位：左下方元素金屬性較強))(3)eq\a\vs4\al(實,驗,比,較,法)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(依最高價氧化物對應水化物堿性強弱比較：堿性越強，對應元素的金屬性越強,依與水、酸反應的難易或劇烈程度：越易反應或反應越劇烈，對應元素的金屬性越強,依單質的還原性強弱：還原性越強，對應元素的金屬性越強,依簡單陽離子氧化性的強弱：氧化性越弱，對應元素的金屬性越強,依單質與同一物質反應的難易程度：越易進行反應，對應元素的金屬性越強,依原電池正負極：一般來說，作負極的金屬對應元素的金屬性強,依置換反應：金屬性強的金屬能把金屬性弱的金屬從其鹽溶液中置換出來(K、Ca、Na等除外)))5．元素非金屬性強弱的比較(1)結構比較法：最外層電子數(shù)越多，電子層數(shù)越少，非金屬性越強。(2)eq\a\vs4\al(位置比較法)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(同周期：從左到右，非金屬性逐漸增強,同主族：從上到下，非金屬性逐漸減弱,左下右上位：右上方元素非金屬性較強))(3)eq\a\vs4\al(實驗比較法)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(依最高價氧化物對應水化物酸性強弱比較：酸性越強，對應元素的非金屬性越強,依與H2反應的難易或劇烈程度：越易反應或反應越劇烈，對應元素的非金屬性越強,依單質的氧化性強弱：氧化性越強，對應元素的非金屬性越強,依簡單陰離子的還原性強弱：還原性越弱，對應元素的非金屬性越強,依單質與同一物質反應的難易程度：越易進行反應，對應元素的非金屬性越強,依置換反應：非金屬性較強的元素單質能置換出非金屬性較弱的元素單質))6．元素周期表、元素周期律的應用(1)尋找新材料(2)預測元素的性質①比較不同周期、不同主族元素的性質，如金屬性Mg>Al、Ca>Mg，則由堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，得堿性：Ca(OH)2>Al(OH)3。②推測未知元素的某些性質例如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶。根據(jù)鹵族元素的性質遞變規(guī)律，可推知不常見元素砹(At)應為黑色固體，與氫難化合，HAt不穩(wěn)定，水溶液呈酸性，AgAt難溶于水。7．元素“位—構—性”的關系(1)性質與位置的互推①根據(jù)元素的性質可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金屬性逐漸增強，則可知A、B、C在同周期中按C、B、A的順序從左向右排列。②根據(jù)元素在周期表中的位置關系可以推斷元素的性質，如A、B、C三元素在同一主族中從上往下排列，則A、B、C的單質氧化性依次減弱或還原性依次增強。(2)結構與性質的互推①若某主族元素的最外層電子數(shù)小于4，則該元素容易失電子；若該元素的最外層電子數(shù)大于4，則該元素容易得電子。②若某主族元素容易得電子，則可推知該元素的最外層電子數(shù)大于4；若該元素容易失電子，則可推知該元素的最外層電子數(shù)小于4。(3)結構與位置的互推由原子序數(shù)確定主族元素位置方法：只要記住了稀有氣體元素的原子序數(shù)(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可確定主族元素的位置。①若比相應的稀有氣體元素多1或2，則應處在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88號元素：88－86＝2，則應在第七周期第ⅡA族；②若比相應的稀有氣體元素少1～5時，則應處在同周期的ⅢA族～ⅦA族，如84號元素應在第六周期第ⅥA族。

第三講化學鍵考點1離子鍵和共價鍵1．化學鍵(1)概念：使離子相結合或原子相結合的作用力。(2)分類2．離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵非極性鍵極性鍵特點陰、陽離子間的相互作用共用電子對不發(fā)生偏移共用電子對偏向吸引能力強的原子一方成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵活潑金屬元素和活潑非金屬元素同種元素的原子不同種元素的原子存在離子化合物非金屬單質、某些化合物共價化合物、某些離子化合物3.電子式(1)概念：在元素符號周圍用“·”或“×”來代表原子的最外層電子(價電子)的式子。(2)書寫寫出下列物質的電子式：Na2O2、Na2O、MgCl2、NaOH、NH4Cl、Cl2、N2、H2O、CO2。、、、。(3)用電子式表示物質的形成過程Na2S：考點2化學鍵與物質類別、物質變化的關系1．化學鍵與物質類別(1)化學鍵的存在(2)化學鍵與物質類別的關系①只含有共價鍵的物質a．同種非金屬元素構成的單質，如I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。b．不同非金屬元素構成的共價化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。②只含有離子鍵的物質活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。③既含有離子鍵又含有共價鍵的物質如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。④無化學鍵的物質稀有氣體(單原子分子)，如氬氣、氦氣等。2．物質的溶解或熔化與化學鍵變化的關系(1)離子化合物的溶解或熔化過程離子化合物溶于水或熔化后均電離成自由移動的陰、陽離子，離子鍵被破壞。(2)共價化合物的溶解過程①有些共價化合物溶于水后，能與水反應，發(fā)生電離，其分子內共價鍵被破壞，如CO2和SO2等。②有些共價化合物溶于水后，發(fā)生電離，其分子內的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。③某些共價化合物溶于水后，其分子內的化學鍵不被破壞，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。(3)單質的溶解過程某些活潑的非金屬單質溶于水后，能與水反應，其分子內的共價鍵