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1、第一章 物质结构元素周期律知识点总结 1、元素周期表： H 1.00 元素周期表 He 4.00 Li 6.94 Be 9.01 B 10.8 C 12.0 N 14.0 O 16.0 F 19.0 Ne 20.1 Na 22.9 Mg 24. Al 26.9 Si 28.0 P 30.9 S 32.0 Cl 35.4 Ar 39.9 K 39.1 Ca 40.0 Sc 44.96 Ti 47.8 V 50.9 Cr 52.0 Mn 54.9 Fe 55.8 Co 58.9 Ni 58.6 Cu 63.5 Zn 63.3 Ga 69.7 Ge 72.6 As 74.9 Se 78.9 Br 7
2、9.9 Kr 83.8 Rb 85.4 Sr 87.6 Y 88.91 Zr 91.2 Nb 92.9 Mo 95. Tc 98 Ru 101. Rh 102. Pd 106. Ag 107. Cd 112. In 114. Sn 118. Sb 121. Te 127. I 126. Xe 131. Cs 132. Ba 137. La-Lu Hf 178. Ta 180. W 183. Re 186. Os 190. Ir 192. Pt 195. Au 197. Hg 200. Tl 204. Pb 207. Bi 209. Po 210 At 210 Rn 222 Fr 223 Ra
3、226 Ac-La 2、元素周期表的结构分解： 周期名称周期别名元素总数规律 具有相同的电子层 数而又按原子序数 递增的顺序排列的 一个横行叫 周期 。 7 个横行 7 个周期 第 1 周期 短周期 2 电子层数= 周期数 （第 7 周期排满是第118 号元 素） 第 2 周期8 第 3 周期8 第 4 周期 长周期 18 第 5 周期18 第 6 周期 32 第 7 周期不完全周期26（目前） 族名类名核外最外层电子数规律 周期表中有18 个 纵行 ，第 8、9、10 三个纵行为第族 外，其余15 个纵 行，每个纵行标为 一族。 7 个主族 7 个副族 0 族 第族 主 族 第 A 族H 和
4、碱金属 1 主族数= 最外层电 子数第 A 族碱土金属2 第 A 族3 第 A 族碳族元素4 第 A 族氮族元素5 第 A 族氧族元素6 第 A 族卤族元素7 0 族稀有气体2 或 8 副 族 第 B 族、第 B 族、第 B族、第 B 族、 第 B 族、第 B族、第 B 族、第族 一、碱金属元素： 1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、 Cs 、Fr） 2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。 3、物理特性：颜色逐渐加深；密度不断增大（NaK） ；熔沸点逐渐降低；均是热和电的良导体。 4、化学特性：与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂；与
5、水或酸的反应越来越剧烈；最高价氧化 物对应的水化物都是强碱，且碱性依次增强。（LiOHNaOHKOH RbOHCsOH） 5、化学反应方程式： （金属锂只有一种氧化物） 4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 2 Na + 2H2O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H2 2R + 2 H2O 2 ROH + H 2 Na、K需保存于煤油中，但Li 的密度比煤油小，所以Li 必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡 二、卤族元素： 1、氟氯溴碘砹（F、Cl、Br、 I、At） 2、物理递变：颜色：逐渐加深；状态：gl s；密度：不断增大；熔沸点逐渐升高。
6、 3、化学特性：非金属性（氧气性）：F2Cl2Br2I2；阳离子的还原性： F Cl BrI；与 H2 反应的难易：易难；氢化物的稳定性：HFHClHBrHI；氢化物的还原性：HF HClHBrHI； 氢化物溶于水形成酸的酸性：HFHBrO4HIO4 4、特殊性质 F无正价，无含氧酸； F2 与水反应放出氧气2F2+2H2O=4HF+O2，HF 在 HX 中沸点最高， 因为分子间存在氢键。卤素间的置换 反应：氧化性强的可以置换出氧化性弱的。 HF 为弱酸能腐蚀玻璃；AgF易溶于水，无感光性；Cl2 易液化， Br2 是唯一常温下为液态的非金属单 质，易挥发； I2易升华，遇淀粉变蓝。 三、核素
7、： 1、质量数（ A）=质子数（ Z）+中子数（ N） 。 2、把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。（指原子） 3、质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 4、同素异形体：由同种元素组成的结构性质不同的单质。（指单质如O2和 O3） 5、典型同位素： 四、元素周期律： 1、核外电子排布规律 （1） 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) 。 （3）各电子层最多容纳的电子数是2n 2（ n表示电 子层） （4）最外层电子数不超过8 个（ K层是最外层
8、时，最多不超过2 个） ；次外层电子数目不超过18 个；倒数 第三层不超过32 个。 2、元素周期律： （ 1） 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线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）化合价 元素的最高正价等于主族序数。特：F 无正价， O无最高正价。 主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8. 点燃点燃 3、粒子半径比较 （1）、同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小 例如，半径： Fe 3+Fe2+Fe （2）、具有相同电子层结构的原子或离子，核
9、电荷数越大，半径越小 例如，半径： S 2- Cl-K+Ca2+ （3）、同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大 例如，半径： Li Na K Rb Cs 半径： F Cl Br I 带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大 例如，半径： Li+ Na + K + Rb + Cs + F - Cl - Br - I - （4）、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小 例如， Na Mg Al Si P S Cl 小结：简单粒子半径大小比较的“三看”规律： 一看电子层数，最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数，当电子层
10、结构相同时，核电荷数越大，半径越小； 三看核外电子数，当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 五、化学键 1. 离子键与共价键的比较 键型离子键共价键 概念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） 原子之间通过共用电子对所形成的相互作 用叫做共价键 成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子阴、阳离子原子 成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间非金属元素之间 2、离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只
11、有共价键一定没有离子键） 3、共价键的分类 极性共价键（共用电子对不偏移）：由不同种原子形成，AB型，如， HCl。 共价键 非极性共价键（共用电子对偏移较强的一方）：由同种原子形成，AA型，如， ClCl 。 4、电子式 定义：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。 离子化合物的电子式 （1）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+ 、 、Mg 2等 复杂阳离子：如NH4 + 电子式： （2）阴离子简单阴离子：、 复杂阴离子： （3）离子化合价电子式：阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子 则要标出外层电子，并加上方
12、括号，在右上角标出负电荷。 （4）电子式表示离子化合物形成过程： （ 1）离子须标明电荷数；（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（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 )。 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相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 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= （
13、 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 氧化物的稳定性 与氢气化合 依次增强 越来越容易 依次减弱 越来越困难 共价化合物的电子式 （1） （2）电子式表示共价化合物的形成过程 5、分子间作用力和氢键 1、分子间作用力 定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。 特点：分子间作用力比化学键弱得多； 影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质； 只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。变化 规律
14、：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越 高。例如，熔沸点：I2Br2Cl2 F2。 6、氢键 定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。 形成条件：除H 原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。 存在作用：氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。 分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。 六、特殊规律 周期表中特殊的周期和族 1、没有金属元素的周期是第一周期；含金属元素最多的族是B 族； 2、非金属元素种类最多的.族是 0 族。非金属元素种类最多的周期是第二周期。 3、全为金属元素的主族是第A 族； 4、全为非金属元素的主族是第A 族；
15、 5、在常温时，全为气态的族是0 族。 6、形成化合物种类最多的族是A 族；形成化合物种类最多的周期是第二周期。 7、最外层有3 个电子的原子一定位于A 族，最外层电子数为2 个的原子可能位于 A，0 族（ He） 、过渡元素区。 短周期元素中具有特殊性排布的原子 最外层有一个电子的非金属元素：H。 最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。 最外层电子数是次外层电子数2、3、4 倍的元素：依次是C、O、Ne。 电子总数是最外层电子数2 倍的元素： Be。 最外层电子数是电子层数2 倍的元素： He、C、S 。 最外层电子数是电子层数3 倍的元素： O。 次外层电子数是最外层电子数2 倍
16、的元素： Li、Si 。 内层电子总数是最外层电子数2 倍的元素： Li、P。 电子层数与最外层电子数相等的元素：H、 Be、Al。 熟记常见等电子粒子 1、核外有10 个电子的微粒： (1)分子： Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 (2)阳离子： Na +、Mg2+、Al3+、 NH 4 +、H 3O + (3)阴离子： N 3-、 O2-、F-、OH-、NH 2 -。 2、核外有18 个电子的微粒： 比 10 电子粒子多一个电子层的对应粒子 分子： Ar 、HCl 、H2S、PH3、SiH4。 阳离子： K +、Ca2+ 阴离子： S 2-、Cl-、SH-。 “ 9+9”规律 9 电子
17、基团：CH3、 OH、 NH2、 F 18 电子分子： C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH 3、核外有14 个电子的微粒 N2、CO、C2H2、Si、HCN、 C2 2-、CN-等 元素性质、存在、用途的特殊性 1、形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数 最大的元素： C。 2、空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 3、 地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素： O。 4、最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs ；最轻的单质的元素：H；最
18、轻的金属元素：Li；单质 的着火点最低的非金属元素是：P。 5、短周期中与水剧烈反应的单质是Na 和 F2。 6、地壳中含量最多的金属元素；或既能与酸又能与碱反应放出氢气的常见金属是Al。 7、常温下单质呈液态的非金属是Br2，金属是 Hg。 8、元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能反应的是N、P。 化学键与物质类别关系规律 1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。 2、只含有极性键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：HCl、 NH3、SiO2、CS2等。 3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、 C2H2、CH3CH3、C6H6等。 4、只含有离子键的物质：活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S、NaH 、K2O 、CsCl 等。 5、既有离子键又有非极性键的物质。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。 6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH 等。 7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl 等。 8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。 9、无化学键的物质：稀有气体。 10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl 分子。