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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 第一章物质结构元素周期律第一节 元素周期表 一、原子结构1. 原子核的构成质子Z 个 原子核（ A-Z ）个= 核外电子数= 原子序数原子A中子Z X 核外电子Z 个核内质子数核电荷数Z = 2、质量数 将原子核内全部的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来,所得的数值,叫质量数；表示原子组成的一种方法A 质量数（阳离子A ） = 质子数（Z） + 中子数（N）m+ aW ：核电荷数质子数 核外电子数,质量数核电荷数Z （核内质子数）核外电子数am X 元素符号请看以下表示 + d a c+ b X e 阴离子 bY n-：核电荷数质子数 核外
2、电子数, 核外n-：核电荷数质子数 Cl 2Br 2I2HFHClHBrHI 2； 2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 22 生成氢化物的稳固性:逐步减弱.即氢化物稳固性次序为反应通式：X 2 + H 2 = 2HX 2； 2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 卤素单质间的置换反应：2NaBr+ Cl 2 = 2NaCl +Br 随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱次序：F2 Cl2 Br2 I 2 氧化性逐步减弱非金属性逐步减弱4、非金属性强弱判定依据：1 非金属元素单质与 H 2 化合的难易程度,化合越简洁,非金属性也越强；2形成气态氢化物的稳固性,气态氢化物越稳
3、固,元素的非金属性也越强；3最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强；练习：4.如用 X 代表 F、 Cl、 Br、 I 四种卤族元素,以下属于它们共性反应的是A X 2+H 2 = 2HX B X 2+H 2O = HX+HXO C 2Fe+3X 2 = 2FeX 3 D X 2+2NaOH = NaX+NaXO+H 2O 5.随着卤素原子半径的增大,以下递变规律正确选项A 单质的熔、沸点逐步降低 B卤素离子的仍原性逐步增强3名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - C单质的氧性逐步增强 D气态氢化
4、物的稳固性逐步增强3砹（ At）是放射性元素,它的化学性质符合卤素性质的变化规律,以下说法正确选项（）A HAt 很稳固B AgAt 易溶于水C砹易溶于有机溶剂D砹是白色固体4以下表达正确选项 A. 卤素离子（X ）只有仍原性而无氧化性B. 某元素由化合态变成游离态,该元素肯定被氧化C. 失电子难的原子获得电子的才能肯定强D. 负一价卤素离子的仍原性在同一族中从上至下逐步增强6、碱金属钫（Fr）具有放射性,它是碱金属元素中最重的元素,以下对其性质的预言中,错误选项（）A 、在碱金属元素中它具有最大的原子半径B、它的氢氧化物化学式为 FrOH ,是一种极强的碱C、钫在空气中燃烧时,只生成化学式为
5、 Fr 2O 的氧化物D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应猛烈而发生爆炸7、砹（ At）是卤族元素中位于碘后面的元素,试估计砹和砹的化合物最不行能具备的性质是（）A 、砹的非金属性在卤素中是最弱的,At -易被氧化 B 、砹化氢很稳固不易分解C、砹化银不溶于水或稀 HNO 3D、砹在常温下是白色固体其次节 元素周期律一、原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n）1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 2 个 ；次外层电子数目不超过18 个,倒数第三电子层符号K 、 L、 M 、 N、 O、 P、 Q 离核距离近远能量高低低高2、核外电子的排布规律2 个 n 表示电子层 1 各电子层
6、最多容纳的电子数是2n 2最外层电子数不超过8 个 K 层是最外层时,最多不超过层不超过32 个；3核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层,然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布 即排满K 层再排L 层,排满L 层才排M 层 ；练习：依据核外电子排布规律,画出以下元素原子的结构示意图；1 3Li 11Na 19K 37Rb 55 Cs 29F 17 Cl 35Br 53I 3 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 核电荷数为 1 18 的元素原子核外电子层结构的特别性：1原子中无中子的原子：2最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：3最外层电子数等于次外层电子数的元素：
7、4最外层电子数等于次外层电子数 2 倍的元素 : 5最外层电子数等于次外层电子数 3 倍的元素：6最外层电子数等于次外层电子数 4 倍的元素：7最外层有 1 个电子的元素：4名师归纳总结 - - - - - - -第 5 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 8最外层有 2 个电子的元素：9电子层数与最外层电子数相等的元素：10 电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：11 内层电子总数是最外层电子数 2 倍的元素：二、元素周期律1、随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布出现周期性变化；2、随着原子序数的递增,元素原子半径出现周期性变化3、随着原子序数的递增,元素
8、化合价出现周期性变化4、随着原子序数的递增,元素金属性与非金属性出现周期性变化元素的性质随元素原子序数的递增出现周期性变化,这个规律叫元素周期律；元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必定结果；1、 粒子半径大小比较规律：（ 1）电子层数：一般而言,电子层数越多,半径越大（ 2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子,核电荷数越大,半径越小；（ 3）核外电子数：电子数增多,增加了相互排斥,使原子半径有增大的趋势练习：1、比较 2、比较 3、比较4、比较5、比较6、比较7、比较Na 原子与Mg 原子的原子半径大小Na 原子与Li 原子的原子半径大小Na 与 Na+
9、 的半径大小Cl 与 Cl 的半径大小2+ 与 Fe3+的半径大小 Fe、 Fe +与 Mg2+半径大小Na 2O 与 F 半径大小【总结】同一周期,随着核电荷数的递增,原子半径逐步同一主族,随着核电荷数的递增,原子半径逐步对于电子层结构相同的离子,核电荷数越大,就离子半径对于同种元素 ,电子数越多,半径越大：阴离子半径 原子半径 阳离子半径阳离子所带正电荷数越多,就离子半径阴离子所带负电荷数越多,就离子半径2、判断元素金属性强弱的依据：反应的猛烈程度反应越易,金属性就越强1、单质跟+ 置换出H 的难易程度H2O 或 H 2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性就越强3、金属间的置换反应,
10、单质的仍原性越强,金属性就越强4、按金属活动性次序表,金属性逐步减弱5、金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱3、 判断元素非金属性强弱的依据：1、单质跟 H 2 化合的难易程度,条件及生成氢化物的稳固性；越易跟 H 2 化合,生成氢化物越稳固,说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强,说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应；单质氧化性越强,非金属性越强4、对应阴离子的仍原性越强,元素的非金属性就越弱注：1、 碱性氧化物均为金属氧化物,但金属氧化物不肯定是碱性氧化物；5名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - -
11、- - - 2、 判定碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水；3、 判定酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水；4、 如某氧化物既能和酸反应生成盐和水,又能和碱反应生成盐和水,称其为两性氧化物；同周期元素性质递变规律第三周期元素置换11Na 12Mg 13 Al 14Si 15 P 16S 17Cl 18Ar 1电子排布 1 2 电子层数相同,最外层电子数依次增加 7 2原子半径原子半径依次减小 5 6 3主要化合价 3 4 4金属性、非金属性冷水热水与 4 3 2 1 金属性减弱,非金属性增加5 单质与水或酸与酸反难易的化猛烈酸快应慢HCl 6氢化物的化学式SiH 4
12、 PH 3 H 2S 7与 H 2 化合的难易由难到易Na2O 8氢化物的稳固性稳固性增强Cl2O7 9 最高价氧化物MgO Al 2O3 SiO2 P2O5 SO3 学式最高价10 化学式NaOH MgOH 2AlOH 3 H 2SiO 3 H3PO 4 H 2SO 4 HClO 4 氧化物对应水11 酸碱性强碱中强碱两性氢弱酸中强强酸很强氧化物酸的酸化物12 变化规律Li Na K Rb Cs Fr 碱性减弱,酸性增强第A 族碱金属元素：（Fr 是金属性最强的元素,位于周期表左下方）第 A 族卤族元素：F Cl Br I At （ F 是非金属性最强的元素,位于周期表右上方）（）同周期比较
13、：金属性：Na Mg Al 2AlOH 3 非金属性：Si P S Cl 与酸或水反应：从易难单质与氢气反应：从难易碱性： NaOH MgOH 氢化物稳固性：SiH 4 PH 3 H 2S HCl 酸性 含氧酸 ： H 2SiO 3 H 3PO 4 H 2SO4 HClO 4（）同主族比较：金属性：Li Na K Rb Cs （碱金属元素）非金属性：F Cl Br I（卤族元素）与酸或水反应：从难易 单质与氢气反应：从易难碱性： LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 氢化物稳固：HF HCl HBr HI （）金属性：Li Na K RbCs 非金属性：F Cl Br I 仍原性 失
14、电子才能： Li Na K Rb Cs 氧化性：F2 Cl2 Br 2 I 2氧化性 得电子才能： Li Na K Rb Cs 仍原性：F Cl Br I 酸性 无氧酸 ： HF HCl HBr HI 名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 6名师归纳总结 - - - - - - -第 8 页,共 9 页精选学习资料 - - - - - - - - - 第三节 化学键一、离子键1、定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用,叫作离子键；1、成键粒子：阴阳离子2、成键性质：静电作用静电引力和斥力 2、形成条件：- n+
15、-ne 活泼金属M M 吸引、排斥活泼非金属化合X - X m- 达到平稳离子键+me 3、离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥；4、电子式1、表示原子：2、表示简洁离子：3、表示离子化合物：4、表示离子化合物的形成过程：5、 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物；（肯定有离子键,可能有共价键）二、共价键1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用；1 成键粒子：原子2 成键性质：共用电子对间的相互作用2、形成条件：同种或不同种非金属元素原子结合；部分金属元素元素原子与非金属元素原子,如 AlCl 3 , FeCl 3；3、电子式表示：4、共价键的类型：极性共价键：由不同种
16、原子形成,电子对偏向于成键原子其中一方；A B 型,如,H Cl；共价键非极性共价键：由同种原子形成,电子对处在成键原子中间；A A 型,如,Cl Cl；5、 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；（只有共价键）离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫成键方式键做共价键通过得失电子达到稳固结构通过形成共用电子对达到稳固结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素1 活泼的金属元素（IA , IIA ）和活泼的1 非金属单质非金属元素（VIA ,VIIA ）之间的化合物；2 活泼的金属元素和酸根离子形成的盐2 原子团 3 气态氢化物,酸分子,非金属氧化物,大多3 铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元 素）形成的盐；数有机物 4 AlCl 3、 AlBr 3、 AlI 3 化合物7 名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页,共 9 页