資源簡介

第四章 物質結構 元素周期律
第一節 原子結構與化學周期表
一、原子結構
1、原子的構成
原子由原子核和核外電子組成(原子核包括質子和中子)，質子帶 正電 ，電子帶 負電 ，中子中立 不帶電 。
2、質量數
(1)概念：將核內所有 質子 和 中子 的相對質量取近似整數值相加，所得的數值。
(2)構成原子的粒子間的兩個關系
①質量數(A)＝ 質子數(Z) ＋ 中子數(N)
②質子數＝ 核電荷數 ＝核外電子數
3、原子的表示方法
如作為相對原子質量標準的C表示質子數為 6 ，質量數為 12 的碳原子。
4、粒子符號()中各數字的含義
5、原子核外電子排布的表示方法
(1)原子結構示意圖
用小圓圈和圓圈內的符號及數字表示 原子核 及 核內質子數 ，弧線表示各電子層，弧線上的數字表示該電子層上的電子數。以鈉原子為例：
(2)離子結構示意圖
①金屬元素原子失去最外層所有電子變為離子時，電子層數減少一層，形成與上一周期的稀有氣體元素原子相同的電子層結構(電子層數相同，每層上所排的電子數也相同)。如 Mg ：→ Mg2＋ ：。
②非金屬元素的原子得電子形成簡單離子時，形成和同周期的稀有氣體元素原子相同的電子層結構。
如 F ：→ F－ ：。 Na＋ 與稀有氣體Ne的核外電子排布相同； Cl－ 與稀有氣體Ar的核外電子排布相同。
二、元素在周期表
1、周期的分類與包含元素
類別 周期序數 行序數 核外電子層數 包含元素種數 起止元素
短周期 1 1 1 2 H～He
2 2 2 8 Li～Ne
3 3 3 8 Na～Ar
長周期 4 4 4 18 K～Kr
5 5 5 18 Rb～Xe
6 6 6 32 Cs～Rn
7 7 7 32 Fr～Og
2、族的分類
16個族分為 7 個主族、 7 個副族、1個第 Ⅷ 族和1個 0 族。
3、元素周期表中的方格中各符號的意義
注：元素周期表記憶口訣
橫行叫周期，現有一至七；
三四分長短，四長副族現；
豎行稱作族，總共十六族；
Ⅷ族最特殊，三列是一族；
二三分主副，先主后副族；
鑭錒各十五，均屬ⅢB族。
4、元素在周期表中的位置與原子結構的相互推斷
(1)元素的位置與原子結構的關系
(2)短周期元素原子結構與位置的關系
①族序數等于周期數的元素有 H、Be、Al 。
②族序數是周期數2倍的元素有 C、S 。
③族序數是周期數3倍的元素是 O 。
④周期數是族序數2倍的元素是 Li 。
⑤周期數是族序數3倍的元素是 Na 。
5、由元素的原子序數推斷元素在周期表中的位置
常用0族元素定位法：
(1)明確0族元素信息
0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序數 1 2 3 4 5 6 7
原子序數 2 10 18 36 54 86 118
(2)比大小定周期
比較該元素的原子序數與0族元素的原子序數大小，找出與其相鄰近的0族元素，若該元素的原子序數小于相鄰近0族元素的原子序數，那么該元素就和原子序數大的0族元素處于同一周期，反之則在下一周期。
(3)求差值定族數
①若某元素的原子序數比相應的0族元素多 1或2 ，則該元素應處在該0族元素所在周期的下一個周期的ⅠA族或ⅡA族。
②若某元素的原子序數比相應的0族元素少 5～1 時，則該元素處在同周期的第ⅢA～ⅦA族。
③若某元素的原子序數與相應的0族元素相差 其他數 ，則由相應差數找出相應的族。
三、核素
1、核素
(1)概念：具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子。
(2)實例
①氫元素的三種核素
原子符號 (X) 原子名稱 氫元素的原子核
質子數(Z) 中子數(N)
H 氕
H或D 氘
H或T 氚
②氧元素的三種核素：O、 O 和O。
③碳元素的三種核素：C、C和 C 。
④鈾元素有U、U、U等核素。
2、同位素
(1)概念：質子數相同而 中子數 不同的同一元素的不同原子互為同位素。
(2)性質
①同一元素的各同位素雖然 質量數 不同，但它們的化學性質基本相同。
②天然存在的同位素，相互間保持一定的比率。
(3)用途
①考古時利用 C 測定一些文物的年代。
②H和 H 用于制造氫彈。
③利用放射性 同位素 釋放的射線育種、給金屬探傷、診斷和治療疾病等。
3、“四素”的區別
名稱 內容 項目 元素 核素 同位素 同素異形體
本質 質子數 相同的一類原子的總稱 質子數、中子數都一定的原子 質子數相同、中子數 不同的核素 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 只有種類，沒有個數 化學反應中的最小微粒 化學性質幾乎完全相同 ，物理性質不同 元素相同，性質不同
決定因素 質子數 質子數、中子數 質子數、中子數 組成元素、結構
舉例 H、C、O三種元素 C、C、C三種 核素 C、C、C互為同 位素 O2與O3 互為同素異形體
四、原子結構與元素的性質
(一)堿金屬元素
1、鈉、鉀與氧氣反應的實驗
比較項目 鈉 鉀
實驗 操作
實驗 現象 先熔化成小球，后燃燒，反應劇烈，火焰呈黃色，生成 淡黃色 固體 先熔化成小球，后燃燒，反應比鈉更劇烈，火焰呈 紫色
實驗原理 (化學方程式) 2Na＋O2Na2O2 K＋O2KO2 (超氧化鉀)
結論 金屬活潑性：鉀>鈉
(1)總結：相同條件下，堿金屬從Li到Cs，與 O2 反應越來越劇烈， 產物 越來越復雜，說明金屬越來越 活潑 。
(2)結論為與水反應的劇烈程度： K>Na ；金屬活潑性： K>Na 。
2、堿金屬單質的主要物理性質
3、堿金屬元素化學性質的相似性和遞變性
(1)相似性(用R表示堿金屬元素)
(2)遞變性
具體表現如下(按Li→Cs的順序)
①與O2的反應越來越劇烈，產物越來越復雜，如Li與O2反應只能生成 Li2O ，Na與O2反應生成 Na2O、Na2O2 ，而K與O2反應能夠生成 K2O、K2O2、KO2 ，Rb、Cs遇空氣立即 燃燒 ，生成更復雜的產物。
②與H2O的反應越來越劇烈，如K與H2O反應可能會發生輕微 爆炸 ，Rb和Cs遇水會發生爆炸。
③最高價氧化物對應水化物的堿性逐漸增強，即堿性： LiOH4、從原子結構角度認識堿金屬元素性質的遞變規律
5、元素金屬性強弱的判斷依據
依據 結論
根據單質與水(或酸)反應置換出 氫氣 的難易程度 越易者金屬性越強
根據最高價氧化物對應水化物的 堿性強弱 堿性越強者金屬性越強
根據金屬之間的置換反應 活動性強 的金屬能把活動性弱的金屬從其 鹽溶液中置換出來
(二)鹵族元素
1、鹵素單質的主要物理性質
鹵素單質 顏色和狀態 密度 熔點/℃ 沸點/℃
F2 淡黃綠色 氣體 1.69 g/L(15 ℃) －219.6 －188.1
Cl2 黃綠色 氣體 3.214 g/L(0 ℃) －101 －34.6
Br2 深紅棕色 液體 3.119 g/cm3(20 ℃) －7.2 58.78
I2 紫黑色 固體 4.93 g/cm3 113.5 184.4
分析上表可知，從F2到I2，顏色逐漸加深，熔、沸點逐漸升高，密度逐漸增大。
2、鹵素單質的化學性質
(1)鹵素單質(X2)與H2的反應
①X2與H2反應的比較
反應條件 產物穩定性 化學方程式
F2 暗處 很穩定 H2＋F2===2HF
Cl2 光照或點燃 較 穩定 H2＋Cl2 2HCl
Br2 加熱 穩定性差 H2＋Br22HBr
I2 不斷加熱 不 穩定 H2＋I22HI
②結論
a．從F2到I2，與H2反應的難易程度：逐漸變難；
b．從F2到I2，生成氫化物的穩定性：逐漸減弱。
(2)鹵素單質間的置換反應
實驗操作 反應現象 離子方程式
振蕩靜置后，液體 分層 ，上層接近無色，下層呈 橙紅色 Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
振蕩靜置后，液體 分層 ，上層接近無色，下層呈 紫紅色 Cl2＋2I－===I2＋2Cl－
振蕩靜置后，液體 分層 ，上層接近無色，下層呈 紫紅色 Br2＋2I－===I2＋2Br－
實驗結論 從以上三個實驗可知，Cl2、Br2、I2的氧化性逐漸減弱
(3)鹵素單質物理性質的記憶口訣
氯氣黃綠色，溴液深紅棕，碘是紫黑固。氯易液化，溴易揮發，碘易升華。
3、鹵族單質化學性質的相似性和遞變性
(1)相似性
(2)遞變性
具體表現如下：
①與H2反應越來越難，對應氫化物的穩定性 逐漸減弱 ，還原性逐漸增強，其水溶液的酸性逐漸增強，即：
穩定性： HF>HCl>HBr>HI ；
還原性： HF酸性： HF②最高價氧化物對應水化物的酸性 逐漸減弱 ，即 HClO4>HBrO4>HIO4 。
(3)特殊性
①溴是常溫常壓下唯一的液態的 非金屬單質 。
②鹵素單質都有 毒 ，溴有很強的 腐蝕性 ，保存液溴時要加一些水進行“水封”，碘單質遇淀粉溶液變 藍色 (檢驗I2)。
③Cl2、Br2、I2易溶于 有機溶劑 (如苯、CCl4、汽油等)。
④F無正化合價。
(4)從原子結構角度認識鹵族元素性質的遞變規律
第二節 元素周期律
1、探究Na、Mg、Al金屬性強弱
(1)Na、Mg與水的反應
實驗內容 實驗現象 實驗結論
Na 將綠豆大小的鈉投入水中，滴加2滴酚酞溶液 與冷水發生劇烈反應，有氣泡產生，溶液變紅 與鈉和水的反應相比，鎂和水的反應更難，鎂在冷水中反應很緩慢，與沸水反應加快，反應生成了 堿性物質和H2 ；Mg與水反應的化學方程式： Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
Mg 取一小段鎂條，用砂紙除去表面的氧化膜，放入水中，滴加2滴酚酞溶液 與冷水反應緩慢
在之前的基礎上加熱至液體沸騰 反應加快，有 氣泡 產生，溶液變 紅
(2)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3堿性強弱
Al Mg
實驗 操作
沉淀溶解 情況 沉淀逐漸溶解 沉淀逐漸溶解 沉淀逐漸溶解 沉淀不溶解
相關反應的化學方程式 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
實驗結論 NaOH是強堿 ，Mg(OH)2是中強堿 ，Al(OH)3是兩性氫氧化物 ，三者的堿性依次減弱
(3)結論
即隨著原子序數的遞增，同周期的Na、Mg、Al失去電子的能力 逐漸減弱 ，金屬性 逐漸減弱 。
2、Si、P、S、Cl非金屬性強弱的比較
Si P S Cl
判斷依據 與氫氣化合 高溫 磷蒸氣與 氫氣反應 加熱 光照或點燃
由易到難的順序是Cl、S、P、Si
判斷依據 最高價氧化物對應水化物的酸性強弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中強酸 H2SO4 強酸 HClO4強酸(酸性比 H2SO4強)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
結論 隨著原子序數的遞增 ，同周期的Si、P、S、Cl得電子的能力 逐漸增強 ，非金屬性 逐漸增強
3、同周期、同主族元素性質的遞變規律
同周期(從左到右) 同主族(自上而下)
化合價 最高價：＋1價→＋7 價(O、F除外)；最低價：－4價→－1價；最低價＝主族序數－8(H除外) 最高價相同(O、F除外)；最低價相同；最高價＝族序數(O、F除外)
得電子能力 逐漸增強 逐漸減弱
失電子能力 逐漸減弱 逐漸增強
單質氧化性 逐漸增強 逐漸減弱
單質還原性 逐漸減弱 逐漸增強
金屬性 逐漸減弱 逐漸增強
非金屬性 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
形成氣態氫化物的難易 由難到易 由易到難
簡單氣態氫化物的穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
第三節 化學鍵
一、離子鍵
1、離子鍵和離子化合物
2、電子式的書寫
(1)一個“·”或“×”代表一個電子，原子的電子式中“·”(或“×”)的個數即原子的 最外層電子數 。
(2)同一原子的電子式不能既用“×”又用“·”表示。
(3)“[　]”在所有的陰離子、復雜的陽離子中出現。
(4)在化合物中，如果有多個陰、陽離子，陰、陽離子必須是間隔的，即不能將兩個陰離子或兩個陽離子寫在一起，如CaF2要寫成，不能寫成，也不能寫成。
(5)用電子式表示化合物形成過程時，由于不是化學方程式，不能出現“===”。“―→”前是原子的電子式，“―→”后是化合物的 電子式 。
二、離子鍵
1、共價鍵
(1)概念：原子間通過 共用電子 對所形成的相互作用。
(2)成鍵三要素
①成鍵粒子： 原子 ；
②成鍵本質： 共用電子對 ；
③成鍵元素：一般是同種或不同種 非金屬 元素。
(3)分類
2、共價化合物
(1)概念：以 共用電子 對形成分子的化合物。
(2)四類常見物質
①非金屬氫化物，如HCl、H2O等；②非金屬氧化物，如CO2、SO3等；③含氧酸，如H2SO4、HNO3等；④大多數有機化合物，如甲烷、酒精等。
3、常見的以共價鍵形成的分子及其結構
1．離子鍵與共價鍵的區別
離子鍵 共價鍵
概念 帶 相反電荷離子 之間的靜電作用 原子間通過 共用電子 對所形成的相互作用
成鍵元素 活潑金屬元素和活潑 非金屬 元素之間 非金屬元素之間
成鍵微粒 陰、陽離子 原子
成鍵條件 一般是活潑金屬與活潑非金屬化合時，易發生電子的得失形成離子鍵 一般是非金屬元素的原子最外層電子未達到穩定狀態，相互間通過共用電子對形成共價鍵
影響因素 離子的半徑越小，所帶電荷數越多，離子鍵 越強 原子半徑越小，共用電子對數越多，共價鍵 越牢固
形成過程舉例
存在范圍 只存在于離子化合物中 可存在于非金屬單質、共價化合物及部分離子化合物中

展開更多......

收起↑