元素周期表知識點總結

考綱要求：①了解元素、核素和同位素的含義。②了解原子的構成。了解原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關系。③了解原子核外電子排布規(guī)律。④掌握元素周期律的實質。了解元素周期表(長式)的結構(周期、族)及其應用。⑤以第3周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規(guī)律與原子結構的關系。⑥以ⅠA和ⅦA族為例，掌握同一主族內元素性質遞變規(guī)律與原子結構的關系。⑦了解金屬、非金屬元素在周期表中的位置及其性質遞變規(guī)律。⑧了解化學鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成。知識點總結：決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素（核素）決定原子種類原子核→質量數(shù)（A=N+Z）近似相對原子質量質子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù)元素→元素符號原子結構：最外層電子數(shù)決定主族元素的決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個）：化學性質及最高正價和族序數(shù)核外電子運動特征：體積小，運動速率高（近光速）決定決定排布規(guī)律→電子層數(shù)周期序數(shù)及原子半徑表示方法→原子（離子）的電子式、原子結構示意圖1．原子結構[核電荷數(shù)、核內質子數(shù)及核外電子數(shù)的關系]核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝原子核外電子數(shù)注意：(1)陰離子：核外電子數(shù)＝質子數(shù)＋所帶的電荷數(shù)陽離子：核外電子數(shù)＝質子數(shù)－所帶的電荷數(shù)(2)“核電荷數(shù)”與“電荷數(shù)”是不同的，Cl－的核電荷數(shù)為17，電荷數(shù)為1.[質量數(shù)]用符號A表示．將某元素原子核內的所有質子和中子的相對質量取近似整數(shù)值相加所得的整數(shù)值，叫做該原子的質量數(shù)．說明(1)質量數(shù)(A)、質子數(shù)(Z)、中子數(shù)(N)的關系：A＝Z+N．(2)符號X的意義：表示元素符號為X，質量數(shù)為A，核電荷數(shù)(質子數(shù))為Z的一個原子．例如，Na中，Na原子的質量數(shù)為23、質子數(shù)為11、中子數(shù)為12．[原子核外電子運動的特征](1)當電子在原子核外很小的空間內作高速運動時，沒有確定的軌道，不能同時準確地測定電子在某一時刻所處的位置和運動的速度，也不能描繪出它的運動軌跡．在描述核外電子的運動時，只能指出它在原子核外空間某處出現(xiàn)機會的多少．(2)描述電子在原子核外空間某處出現(xiàn)幾率多少的圖像，叫做電子云．電子云圖中的小黑點不表示電子數(shù)，只表示電子在核外空間出現(xiàn)的幾率．電子云密度的大小，表明了電子在核外空間單位體積內出現(xiàn)幾率的多少．(3)在通常狀況下，氫原子的電子云呈球形對稱。在離核越近的地方電子云密度越大，離核越遠的地方電子云密度越小．[核素]具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子，叫做一種核素．也就是說，每一種原子即為一種核素，如H、H、C、C等各稱為一種核素．注意核素有同種元素的核素(如H、H)和不同種元素的核素(如C、C1等)．[同位素]質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱同位素．說明(1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素．即同位素的質子數(shù)必定相同，而中子數(shù)一定不同，質量數(shù)也不同．(2)由于一種元素往往有多種同位素，因此同位素的種數(shù)要多于元素的種數(shù)．(3)同位素的特性：①物理性質不同(質量數(shù)不同)，化學性質相同；②在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個數(shù)的百分比是不變的．(4)氫元素的三種同位素：氕H(特例：該原子中不含中子)、氘H(或D)、氚H(或T)．(5)重要同位素的用途：H、H為制造氫彈的材料；U為制造原子彈的材料和核反應堆燃料．[原子核外電子的排布規(guī)律](1)在多電子原子里，電子是分層排布的．能力增強，得電子能力減弱．a．金屬性增強、非金屬性減弱；b．金屬單質與酸(或水)反應置換氫由難到易。c．非金屬單質與氫氣化合由易到難(氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性降低)；d．最高價氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強．③在元素周期表中，左下方的元素銫(Cs)是金屬性最強的元素；右上方的元素氟(F)是非金屬性最強的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金屬的性質又具有某些非金屬的性質．[元素原子的最外層電子排布、原子半徑和元素化合價的變化規(guī)律]對于電子層數(shù)相同（同周期）的元素，隨著原子序數(shù)的遞增：(1)最外層電子數(shù)從1個遞增至8個(K層為最外層時，從1個遞增至2個)而呈現(xiàn)周期性變化．(2)元素原子半徑從大至小而呈現(xiàn)周期性變化(注：稀有氣體元素的原子半徑因測定的依據(jù)不同，而在該周期中是最大的)．(3)元素的化合價正價從+1價遞增至+5價(或+7價)，負價從－4價遞增至－1價再至0價而呈周期性變化．［元素金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)］A．金屬性強弱的比較a．根據(jù)元素在周期表或金屬活動性順序中的位置；b．根據(jù)金屬與鹽溶液的置換反應；c．根據(jù)原電池的正負極；d．根據(jù)金屬與H2O(或酸)反應置換出氫的難易；e．根據(jù)最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱。B．非金屬性強弱的比較a．依據(jù)非金屬之間的置換反應如2F2＋2H2O===4HF＋O2，則非金屬性F＞O。b．依據(jù)非金屬單質與H2化合的難易(或生成氫化物的穩(wěn)定程度)，如穩(wěn)定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金屬性：F＞Cl＞Br＞I。c．依據(jù)最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱，如酸性H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4，非金屬性Si＜P＜S。[兩性氧化物]既能跟酸反應生成鹽和水，又能跟堿反應生成鹽和水的氧化物，叫做兩性氧化物．如A12O3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反應：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2OA12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[兩性氫氧化物]既能跟酸反應又能跟堿反應的氫氧化物，叫做兩性氫氧化物．如A1(OH)3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反應：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2OA1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O[原子序數(shù)為11—17號主族元素的金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律]NaMgAlSiPSCl原子序數(shù)11121314151617單質與水(或酸)的反應情況與冷水劇烈反應與冷水反應緩慢，與沸水劇烈反應與沸水反應很緩慢，與冷水不反應，部分溶于水，部分與水反應非金屬單質與氫氣化合情況反應條件高溫磷蒸汽與氫氣能反應加熱光照或點燃氫化物穩(wěn)定性SiH4極不穩(wěn)定PH3高溫分解H2S受熱分解HCl很穩(wěn)定最高價氧化物對應水化物的堿(酸)性強弱NaOH強堿Mg(OH)2中強堿Al(OH)3或H3AlO3兩性氫氧化物H4SiO4極弱酸H3PO4中強酸H2SO4強酸HClO4強酸金屬性、非金屬性遞變規(guī)律金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強4．化學鍵[離子鍵]使陰、陽離子結合而成的靜電作用，叫做離子鍵．說明(1)陰、陽離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個方面．(2)陰、陽離子通過靜電作用所形成的化合物，叫做離子化合物．[電子式]在元素符號的周圍用小黑點(·或×)來表示原子最外層電子的式子，稱做電子式．電子式的幾種表示方法：(1)原子的電子式：將原子的所有最外層電子數(shù)在元素符號的周圍標出．例如：氫原子()、鈉原子()、鎂原子()、鋁原子()、碳原子()、氮原子()、硫原子()、氬原子()．(2)離子的電子式：①陰離子：在書寫陰離子的電子式時，須在陰離子符號的周圍標出其最外層的8個電子(H－為2個電子)，外加方括號，再在括號外的右上角注明陰離子所帶的電荷數(shù)．例如S2－的電子式為[]2－，OH－的電子式為．②陽離子；對于簡單陽離子，其電子式即為陽離子符號，如鈉離子Na＋、鎂離子Mg2＋等．對于帶正電荷的原子團，書寫方法與陰離子類似，區(qū)別在于在方括號右上角標上陽離子所帶的正電荷數(shù)．如NH4＋電子式為(3)離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時，每個離子都要分開寫．如CaCl2的電子式應為．(4)用電子式表示離子化合物的形成過程：先在左邊寫出構成該離子化合物的元素原子的電子式，標上“→”，再在右邊寫出離子化合物的電子式．例如，用電子式表示MgBr2、Na2S的形成過程：說明含有離子鍵的物質：①周期表中IA、IA族元素分別與ⅥA、ⅦA族元素形成的鹽；②IA、ⅡA族元素的氧化物；③銨鹽，如NH4Cl、NH4NO3等；④強堿，如NaOH、KOH等．[共價鍵]原子間通過共用電子對所形成的相互作用．由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物．說明(1)形成共價鍵的條件：原子里有未成對電子(即原子最外層電子未達8電子結構，其中H原子最外層未達2電子結構)．各種非金屬元素原子均可以形成共價鍵，但稀有氣體元素原子因已達8電子(He為2電子)穩(wěn)定結構，故不能形成共價鍵．(2)共價鍵形成的表示方法：①用電子式表示．例如，用電子式表示HCl分子的形成過程：。注意：a．書寫由原子構成的單質分子或共價化合物的電子式時，必須使分子中每個原子都要達到8電子結構(H原子為2電子結構)．例如，HCl分子的電子式為。b．由原子構成的分子與由陰、陽離子構成的離子化合物的區(qū)別．如：HCl、NaCl②用結構式表示．用短線(一根短線表示一對共用電子對)將分子中各原子連接，以表示分子中所含原子的排列順序和結合方式．如H－C1、N≡N、O＝C＝O等．(3)共價鍵的存在情況：共價鍵既存在于由原子直接構成的單質分子（H2、N2）或共價化合物分子（H2O、CH4）中，也存在于多原子離子化合物中．含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，也可能是離子化合物（NaOH、Na2O2）；同時含有離子鍵和共價鍵的化合物必定是離子化合物，如NaOH、NH4C[化學鍵]相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵．說明(1)化學鍵只存在于分子內直接相鄰的原子之間，存在于分子之間的作用不屬于化學鍵．(2)離子鍵、共價鍵都屬于化學鍵．(3)化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程．5．非極性分子和極性分子[非極性鍵]同一元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵．如C12分子中的Cl－C1鍵即為非極性鍵．說明非極性鍵是非極性共價鍵的簡稱．非極性鍵只能存在于同種元素的原子之間．[極性鍵]不同種元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵．如HCl分子中的H－C1鍵屬于極性鍵．說明極性鍵是極性共價鍵的簡稱．只要是不同種元素原子之間形成的共價鍵都屬于極性鍵．[非極性分子]指整個分子的電荷分布均勻、分子結構對稱的一類分子．如H2、O2、N2等單質分子，以及CO2、CH4等均屬于非極性分子．[極性分子]指分子中的電荷分布不均勻、結構不對稱的一類分子．如H2O、H2S、HCl分子等均屬于極性分子．[鍵的極性與分子的極性]鍵的極性分子的極性分類極性鍵和非極性鍵極性分子和非極性分子決定因素是否由同種元素的原子形成分子內電荷分布是否均勻，分子結構是否對稱聯(lián)系①以非極性鍵結合的雙原子分子必為非極性分子，如H2、C12、N2等②以極性鍵結合的雙原子分子一定是極性分子，如HCl、CO等③以極性鍵結合的多原子分子，究竟是極性分子還是非極性分子，要根據(jù)該分子的具體分子結構然后確定．如H2O的分子結構為“∧”型，屬于極性分子；而CO2分子結構為直線形，屬于非極性分子說明鍵有極性；分子不一定有極性ABn型化合物分子的極性的簡易判斷方法：若ABn中A元素的化合價數(shù)等于A元素所在族的序數(shù)，則ABn為非極性分子．例如，CO2分子中C元素化合價為+4價，C元素屬于ⅣA族，故CO2分子為非極性分子；CCl4分子中C元素化合價為+4價，C元素屬于ⅣA族，故CCl4分子為非極性分子．若ABn中