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物质结构元素周期律
★物质结构元素周期律★
☆原子结构原子核外电子排布☆
一、原子的构成
1.原子的构成
原子的组成表示式:
X,其中X为原子符号,A为质量数,Z为质子数,A-Z为中子数。
2.基本关系
①质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中:
质子数=核外电子数+电荷数
③阴离子中:
质子数=核外电子数-电荷数
④质量数=质子数+中子数
3.元素、核素、同位素之间的关系如下图所示:
元素、核素和同位素的概念的比较
元素
核素
同位素
概念
具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素
范围
宏观概念,对同一类原子而言,既有游离态又有化合态
微观概念,对某种元素的一种原子而言
微观概念,对某种元素的原子而言。
因同位素的存在而使原子种类多于元素种类
特性
主要通过形成的单质或化合物来体现
不同的核素可能质子数相同,或中子数相同,或质量数相同,或各类数均不相同
同位素质量数不同,化学性质相同;天然同位素所占原子百分比一般不变;同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O,物理性质不同但化学性质相同
实例
H、O
H、
H、
N、
C、
Mg
H、
H、
H为氢元素的同位素
二、原子核外电子排布
1.电子层的表示方法及能量变化
圆圈表示原子核,圆圈内标示出核电荷数,用弧线表示电子层,弧线上的数字表示该电子层的电子数。
要注意无论是阳离子还是阴离子,圆圈内的核电荷数是不变的,变化的是最外层电子数。
离核由近及远→电子能量由低到高
2.核外电子分层排布的规律
核外电子的分层运动,又叫核外电子的分层排布,其主要规律有:
(1)能量规律
原子核外电子总是先排能量最低的电子层,然后由里向外,依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
即排满了K层才排L层,排满了L层才排M层。
(2)分层排布规律
①原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子。
②原子最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层不能超过2个电子)。
③原子次外层电子数不超过18个电子(K层为次外层不能超过2个电子)。
【热点难点全析】
〖考点一〗原子的构成及概念比较
1.构成原子的粒子
2.组成原子的各种粒子及相互关系
(1)原子或分子:
质子数(Z)=核电荷数=核外电子数
(2)阳离子:
核外电子数=质子数-所带电荷数
(3)阴离子:
核外电子数=质子数+所带电荷数
3.同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的比较
同位素
同素异形体
同系物
同分异构体
对象
原子
单质
有机化合物
无机、有机化合物
特点
①质子数相同
②中子数不同
③原子之间
①属同一元素
②单质之间
①符合同一通式
②结构相似
③组成相差一个或若干个CH2原子团
①分子式相同
②结构式不同
实例
H、D和T;
35Cl和37Cl
O3和O2;
金刚石和石墨
甲烷、乙烷
正戊烷、异戊烷、
新戊烷
〖提醒〗
(1)质子数与核外电子数之间的关系,对于原子不易出错,对于阴、阳离子容易出错。
应清楚阳离子核外电子数少于质子数,阴离子核外电子数多于质子数。
(2)元素、同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的判断关键是描述的对象。
如:
①具有相同质子数的两微粒不一定是同种元素,如Ne和H2O。
②质子数相同而中子数不同的两微粒不一定互为同位素,如14N2和13C16O。
③2H2和3H2既不是同位素,也不是同素异形体。
【典例1】铀(U)是重要的核工业原料,其中23592U是核反应堆的燃料,下列关于23592U和23892U的说法正确的是()
A.23592U和23892U都含有92个中子
B.23592U和23892U互为同位素
C.23592U和23892U的核外电子数不同
D.23592U和23892U分别含有143和146个质子
【解析】选B。
23592U和23892U都含有92个质子,A错;23592U和23892U质子数相同,中子数不同,互称同位素,B对;23592U和23892U核外电子数相同,C错;23592U和23892U的质子数均为92,中子数分别为143和146,D错。
【总结】若两种微粒的质子数和核外电子数分别相等,则它们的关系可能是
(1)两种原子(同位素)如:
H、
H、
H。
(2)两种分子如:
CH4、NH3、H2O、HF、Ne。
(3)两种带电荷数相同的阳离子,如NH
、H3O+。
(4)两种带电荷数相同的阴离子,如OH-、F-。
〖考点2〗特殊核外电子排布的微粒
1.识记1-20号元素的特殊电子层结构
(1)最外层有1个电子的元素:
H、Li、Na、K;
(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素:
Be、Ar;
(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:
C;
(4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素:
O;
(5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素:
Li、P;
(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素:
Ne;
(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:
Li、Si;
(8)电子层数与最外层电子数相等的元素:
H、Be、Al;
(9)电子层数是最外层电子数2倍的元素:
Li、Ca;
(10)最外层电子数是电子层数2倍的元素:
He、C、S。
2.找10电子微粒和18电子微粒的方法
(1)10电子微粒
(2)18电子微粒
(3)10e-与18e-微粒
原子
分子
阴离子
阳离子
10e-
Ne
HF、H2O、NH3、CH4
F-、O2-、N3-、OH-、NH
Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、
NH
18e-
Ar
HCl、H2S、PH3、SiH4、
F2、H2O2、N2H4、C2H6、
CH3OH、CH3F
Cl-、S2-、HS-、O
K+、Ca2+
【典例2】现有部分元素的原子结构特点如表:
X
L层电子数是K层电子数的3倍
Y
核外电子层数等于原子序数
Z
L层电子数是K层和M层电子数之和
W
共用三对电子形成双原子分子,常温下为气体单质
(1)画出W原子结构示意图__________________________。
(2)元素X与元素Z相比,非金属性较强的是__________,写出一个能表示X、Z非金属性强弱关系的化学反应方程式_________________________________________________。
(3)X、Y、Z、W四种元素形成的一种离子化合物,其水溶液显强酸性,该化合物的化学式为__________。
(4)元素X和元素Y以原子个数比1∶1化合形成的化合物Q,元素W和元素Y化合形成的化合物M,Q和M的电子总数相等。
以M为燃料,Q为氧化剂,可作火箭推进剂,最终生成无毒的,且在自然界中稳定存在的物质,写出该反应的化学方程式__________________________________________________。
【解析】L层电子数是K层电子数的3倍,即L层有6个电子,故X为氧元素;核外电子层数等于原子序数的元素只有氢,故Y为氢元素;Z元素的K、L层分别有2个和8个电子,则M层上有6个电子,故Z为硫元素;常温下为气态双原子分子,且原子间以三键结合的只有N2,故W为氮元素。
问题
(2)中能说明氧比硫非金属性强的事实有很多,其中较为直观的是O2置换H2S中的S。
问题(4)中H、O形成的原子个数比为1∶1的化合物是H2O2,N、H形成的化合物分子中电子数也为18的分子只能是N2H4。
【答案】
(1)
(2)X(或氧) 2H2S+O2
2H2O+2S↓
(3)NH4HSO4
(4)N2H4+2H2O2
N2+4H2O
☆元素周期表元素周期律☆
知识点一:
元素周期表
1.原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。
2.编排原则
(1)周期:
将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列,排成一个横行;
(2)族:
把最外层电子数相同的元素(个别除外)按电子层数递增顺序从上到下排列,排成一个纵行。
3.元素周期表的结构(“七横十八纵”)
表中各族的顺序:
ⅠA、ⅡA、ⅢB…ⅦB、ⅠB、ⅡB、ⅢA……ⅦA、0(自左向右)。
4.原子结构与周期表的关系
(1)电子层数=周期数
(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)
(3)质子数=原子序数
知识点二:
元素周期律
1.定义:
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化,这个规律叫元素周期律。
2.实质:
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化
注:
元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等
3.元素周期表中主族元素性质的递变规律
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
电子层结构
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
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强_
非金属
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价=主族序数
最低负价=主族序数―8(对非金属)
最高正价和负价数均相同,
最高正价数=族序数(O、F除外)
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属元素气态氢化物
的形成及稳定性
气态氢化物的形成逐渐变易,气态氢化物稳定性逐渐增强。
气态氢化物形成逐渐变难,气态氢化物稳定性逐渐减弱。
4.金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。
如图所示,虚线的右上角为非金属元素,左下角为金属元素。
要点诠释:
①元素的金属性与非金属之间并没有严格的界线,所以位于分界线附近的元素既能表现一定的金属性,又能表现一定的非金属性。
②由表中信息可知:
处于元素周期表的左下方的元素钫(Fr,第七周期,第ⅠA族)的金属性最强;处于元素周期表中右上方的元素氟(F,第二周期,第Ⅶ族)的非金属性最强。
知识点三:
比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子、金属性越强
判
断
依
据
1.在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强。
2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强。
4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强。
5.置换反应:
若xn++y
x+ym+,则y比x金属性强。
非
金
属
性
比
较
本质
原子越易得电子,非金属性越强。
判
断
方
法
1.与H2化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性就越强。
2.单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强。
3.最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强。
4.置换反应:
若An-+B
Bm-+A,则B比A非金属性强。
5.与变价金属化合时,产物中金属元素的化合价越高,对应元素的非金属性越强。
知识点四:
周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素:
H、Be、Al、Ge;
②族序数等于周期数2倍的元素:
C、S;
③族序数等于周期数3倍的元素:
O;
④周期数是族序数2倍的元素:
Li、Ca;
⑤周期数是族序数3倍的元素:
Na、Ba;
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素:
C;
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素:
S;
⑧除H外,原子半径最小的元素:
F;
⑨短周期中离子半径最大的元素:
P。
知识点五:
元素周期表中之最
原子半径最小的原子:
H 单质质量最轻的元素:
H
宇宙中含量最多的元素:
H 最不活泼的元素:
He最轻的金属单质:
Li
形成化合物最多的元素:
C含H质量分数最高的气态氢化物:
CH4
空气中含量最多的元素:
N地壳中含量最高的元素:
O,其次是Si
地壳中含量最高的金属元素:
Al,其次是Fe非金属性最强的元素:
F
金属性最强的元素:
Cs(不考虑Fr)与水反应最剧烈的金属单质:
Cs(不考虑Fr)
与水反应最剧烈的非金属单质:
F最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸:
HClO4
最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱:
CsOH(不考虑FrOH) 所含元素种类最多的族:
ⅢB
常温下呈液态的非金属单质是Br2,金属单质是Hg
☆化学键☆
知识点一化学键的定义
一、化学键:
使离子相结合或使原子相结合的作用力叫做化学键。
相邻的(两个或多个)离子或原子间的强烈的相互作用。
【对定义的强调】
(1)首先必须相邻。
不相邻一般就不强烈
(2)只相邻但不强烈,也不叫化学键(3)“相互作用”不能说成“相互吸引”(实际既包括吸引又包括排斥)
一定要注意“相邻”和“强烈”。
如水分子里氢原子和氧原子之间存在化学键,而两个氢原子之间及水分子与水分子之间是不存在化学键的。
二、形成原因:
原子有达到稳定结构的趋势,是原子体系能量降低。
三、类型:
离子键
化学键共价键极性键
非极性键
知识点二离子键和共价键
一、离子键和共价键比较
化学键类型
离子键
共价键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
成键微粒
阴、阳离子
原子
成键性质
静电作用
共用电子对
形成条件
活泼金属与活泼非金属
a.IA、ⅡA族的金属元素与ⅥA、ⅦA族的非金属元素。
b.金属阳离子与某些带电的原子团之间(如Na+与0H—、SO42-等)。
非金属元素的原子之间
某些不活泼金属与非金属之间。
形成示例
共用电子对
存在
离子化合物中
非金属单质、共价化合物和部分离子化合物中
作用力大小
一般阴、阳离子电荷数越多离子半径越小作用力越强
原子半径越小,作用力越强
与性质的关系
离子间越强离子化合物的熔沸点越高。
如:
MgO>NaCl
共价键越强(键能越大),所形成的共价分子越稳定,所形成的原子晶体的熔沸点越高。
如稳定性:
H2O>H2S,熔沸点:
金刚石>晶体硅
实例
NaCl、MgO
Cl2、HCl、NaOH(O、H之间)
二、非极性键和极性键
非极性共价键
极性共价键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键,共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
通式及示例
A—A、A==A、A≡A,如Cl-Cl、C=C、N≡N
A—B、A==B、A≡B,如H-Cl、C=O、C≡N
成键原子电性
成键原子不显电性,电中性
显电性,吸引电子能力较强的原子一方相对显负电性
存在
某金属单质中,某些共价化合物(如H2O2)中,某些离子化合物(如Na2O2)中
共价化合物中,某些离子化合物(如NH4Cl、NaOH)中
相互关系
知识点三离子化合物和共价化合物
项目
离子化合物
共价化合物
概念
阴、阳离子间通过离子键结合形成的化合物
不同元素的原子间通过共价键结合形成的化合物
化合物中的粒子
金属阳离子或NH4+、非金属阳离子或酸根阴离子没有分子
分子或原子、没有离子
所含化学键
离子键,还可能有共价键
只含有共价键
物质类型
活泼金属氧化物(过氧化物、超氧化物)、强碱、大多数盐
非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、弱碱、少数盐大多数有机物
实例
MgO、Na2O2、KO2、Ba(OH)2、MgSO4、Kal(SO4)2.12H2O
CO2、SiO2、NH3、H2SO4、Al(OH)3、HgCl2、C12H22O11
性质
状态
通常以晶体形态存在
气态、液体或固态
导电性
熔融状态能导电、易溶物质在水溶液里能导电
熔融状态不导电,易溶物质在水溶液里可能导电或不导电
类别
强电解质
强电解质、弱电解质或非电解质
熔融时克服的作用
离子键
分子间作用力或共价键
熔沸点
较高
较低(如CO2)或很高(如SiO2)
(1)当一个化合物中只存在离子键时,该化合物是离子化合物
(2)当一个化合中同时存在离子键和共价键时,以离子键为主,该化合物也称为离子化合物(3)只有当化合物中只存在共价键时,该化合物才称为共价化合物。
(4)在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素;共价化合物一般只含有非金属元素(NH4+例外)
注意:
(1)离子化合物中不一定含金属元素,如NH4NO3,是离子化合物,但全部由非金属元素组成。
(2)含金属元素的化合物不一定是离子化合物,如A1C13、BeCl2等是共价化合物。
二、化学键与物质类别的关系
化学键的种类
实例
非金属单质
无化学键
稀有气体分子(单原子分子)He、Ne
非极性共价键
O=O、Cl—Cl、H—H
共价化合物
只有极性键
H2O、CO2
既有极性键又有非极性键
H2O2
离
子
化
合
物
只有离子键
、
离子键、极性共价键
离子键、非极性共价键
知识点四电子式和结构式的书写方法
一、电子式:
1.各种粒子的电子式的书写:
(1)原子的电子式:
常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。
例如:
(2)简单离子的电子式:
①简单阳离子:
简单阳离子是由金属原子失电子形成的,原子的最外层已无电子,故用阳离子符号表示,如Na+、Li+、Ca2+、Al3+等。
②简单阴离子:
书写简单阴离子的电子式时不但要画出最外层电子数,而且还应用括号“[]”括起来,并在右上角标出“n—”电荷字样。
例如:
氧离子
、氟离子
。
③原子团的电子式:
书写原子团的电子式时,不仅要画出各原子最外层电子数,而且还应用括号“[]”括起来,并在右上角标出“n—”或“n+”电荷字样。
例如:
铵根离子
、氢氧根离子
。
(3)部分化合物的电子式:
①离子化合物的电子式表示方法:
在离子化合物的形成过程中,活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子,活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子,然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键,形成离子化合物。
所以,离子化合物的电子式是由阳离子和带中括号的阴离子组成,且简单的阳离子不带最外层电子,而阴离子要标明最外层电子多少。
如:
。
②共价化合物的电子式表示方法:
在共价化合物中,原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的,所以本身没有阴阳离子,因此不会出现阴阳离子和中括号。
如:
2.用电子式表示化学反应的实质:
(1)用电子式表示离子化合物的形成过程:
(2)用电子式表示共价化合物的形成过程:
说明:
用电子式表示化合物的形成过程时要注意:
(1)反应物要用原子的电子式表示,而不是用分子或分子的电子式表示。
用弯箭头表示电子的转移情况,而共价化合物不能标。
(2)这种表示化学键形成过程的式子,类似于化学方程式,因此,它要符合质量守恒定律。
但是,用于连接反应物和生成物的符号,一般用“→”而不用“=”。
(3)不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失,如NH4+与Cl-结合成NH4Cl的过程。
二、结构式:
将分子中的共用电子对用短线表示,而反映分子中原子的排列顺序和结合方式的式子叫做物质的结构式。
单双三键分别用—、=、≡表示。
知识点五化学键与物质变化的关系
1.与化学变化的关系
化学反应实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
任何反应都必然发生化学键的断裂和形成。
2.与物理变化的关系
发生物理变化的标志是没有生成新物质可能伴随着化学键的断裂,但不会有新化学键的形成。
物理变化的发生也可能没有化学键的断裂,只是破坏了分子之间的氢键或范德华力如冰的融化和干冰的气化。
化学键
分子间作用力
概念
相邻的原子间强烈的相互作用
物质分子间存在的微弱的相互作用
能量
较大
很弱
性质影响
主要影响物质的化学性质
主要影响物质的物理性质
知识点六分子间作用力和氢键
一、分子间作用力
⒈定义:
分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力,又称范德华力.
2.主要特征:
①广泛呢存在于分子之间。
②作用力的范围很小。
当分子间距离为分子本身直径的4-5倍时候,作用力迅速减弱。
③分子间作用力能量远远小于化学键。
④范德华力无方向性和饱和性。
3.分子间作用力对物质性质的影响:
(1)分子间作用力越大,克服这种力使物质融化或汽化需要的能量越多,物质的熔沸点越高。
对组成相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔沸点越高。
(2)溶质与溶剂间的分子作用力越大,溶质在该溶剂中的溶解度越大。
如:
CH4和H2O分子间的作用力很小故CH4在水中的溶解度小。
相似相溶规律:
非极性溶质一般能溶于非极性溶剂;机型溶质一般能溶于极性溶剂。
二、氢键
1.定义:
某些氢化物的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用,使它们只能在较高的温度下才能气化,这种相互作用叫做氢键。
常见易形成氢键的化合物:
H2O、HF、NH3等.
2.特点①有方向性和饱和性。
②氢键的键能比化学键能小,比分子间作用力稍强。
因此氢键不属于化学键,其强度比化学键弱得多,又不属于分子间力(范德华力),但它比分子间作用力稍强。
3.氢键对物质性质的影响
(1)分子间氢键的形成使物质的熔沸点升高。
因物质熔化或液体气化时必须要破坏氢键。
如:
H2O比同族H2S的熔沸点高
(2)分子间形成的氢键对物质的水溶性、溶解度等也有影响。
如NH3极易溶于水,主要是氨分子与水分子之间已形成氢键。
(3)水中氢键对水的密度的影响:
水结成冰时体积会膨胀,密度减小。
【实验1-2】
钠和氯气反应实验的改进建议及说明:
1.教材中演示实验的缺点:
(1)钠预先在空气中加热,会生成氧化物,影响钠在氯气中燃烧;
(2)预先收集的氯气在课堂演示时可能不够;(3)实验过程中会产生少量污染。
2.改进的装置(如图1-2)。
3.实验步骤:
(1)取黄豆大的钠,用滤纸吸干表面的煤油放入玻璃管中,按图示安装好;
(2)慢慢滴入浓盐酸,立即剧烈反应产生氯气;(3)先排气至管内有足够氯气时,加热钠,钠熔化并燃烧。
4.实验现象:
钠在氯气中剧烈燃烧,火焰呈黄色且有白烟,反应停止后,管壁上可观察到附着的白色固体。
5.改进实验的优点:
(1)整个实验过程中氯气保持一定浓度和纯度,避免发生副反应。
(2)安全可靠,污染少。
6.实验条件控制:
(1)高锰酸钾要研细;
(2)盐酸质量分数为30%~34%。
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- 物质结构 元素周期律 物质 结构