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1、第一章物质结构元素周期律第一章物质结构元素周期律归纳整理归纳整理一、元素：一、元素：二、原子的构成二、原子的构成:具有相同核电荷数（即核内质子数）具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。的一类原子的总称。原原子子原原子子核核核核外外电电子子电子层电子层决定所在周期决定所在周期中子中子决定质量数决定质量数(近似相对原子量近似相对原子量)决定决定元素元素的性的性质质质子质子决定元素种类决定元素种类最外层电子最外层电子决定主族序数决定主族序数质量数（质量数（A）质子数（质子数（Z）中子数（）中子数（N）核电荷数核电荷数(质子数质子数)为，为，质量数为质量数为XAZ相对原子质量相对原子质量质
2、子数（质子数（Z）中子数（）中子数（N）a代表质量数；代表质量数；b代表核电荷数代表核电荷数(质子数质子数)；c代表离子的电荷数；代表离子的电荷数；d代表化合价；代表化合价；e 代表原子个数代表原子个数a、b、c、d、e各代表什么？+-dXabec+-三、核外电子的排布规律及表示方法三、核外电子的排布规律及表示方法 1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（这就是能量最低原理）。子层里（这就是能量最低原理）。2、各电子层最多能容纳的电子数为、各电子层最多能容纳的电子数为
3、 2n2 3、最外层电子数不能超过、最外层电子数不能超过 8（当（当K层为最外层层为最外层时不能超过时不能超过 2）。）。4、次外层电子数不能超过、次外层电子数不能超过 18，倒数第三层，倒数第三层电子数不能超过电子数不能超过 32。注意：注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤以上四条规律是相互联系的，不能孤 立地理解。立地理解。1、元素周期表的结构元素周期表的结构（1）7个周期个周期三个短周期三个短周期第第1周期周期2种元素种元素第第2周期周期8种元素种元素第第3周期周期8种元素种元素第第6周期周期32种元素种元素第第5周期周期18种元素种元素第第4周期周期18种元素种元素三个长周期三个长周
4、期四、四、元素周期表和元素周期律元素周期表和元素周期律 一个不完全周期一个不完全周期：第七周期，现有：第七周期，现有26种元素。种元素。周期序数周期序数电子层数电子层数（2）16个族个族七个主族：七个主族：由长周期和短周期元素组成由长周期和短周期元素组成，IAVIIA 位于第位于第1、2、13、14、15、16、17纵行纵行 一个第一个第族：族：位于第位于第8、9、10三个纵行三个纵行七个副族：七个副族：仅由长周期元素组成仅由长周期元素组成，IBVIIB位于第位于第11、12、3、4、5、6、7纵行纵行一个一个0族：族：稀有气体稀有气体元素族，位于第元素族，位于第18纵行纵行最低负化合价数最低
5、负化合价数=达到稳定结构所需电子数达到稳定结构所需电子数 =8主族序数主族序数最高正化合价数最高正化合价数=主族序数最外层电子数主族序数最外层电子数 价电子数价电子数O、F元素除外（无元素除外（无正化合价）正化合价）2、元素周期律、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做周期性变化的规律叫做元素周期律元素周期律。(1)同周期元素随原子序数递增，同周期元素随原子序数递增，核外电子排列核外电子排列 呈周期性变化；呈周期性变化；(2)同周期元素随原子序数递增，同周期元素随原子序数递增，原子半径原子半径减小；减小；原因：同周期元素电子层数相同，原
6、子半径决原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决定于核电荷数，核电荷数定于核电荷数，核电荷数(原子序数原子序数)越大，越大，核对电子吸引力越强，则原子半径越小。核对电子吸引力越强，则原子半径越小。(3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈周期性变化；周期性变化；最高正价：最高正价：+1+7 最低负价：由最低负价：由41 3、元素性质呈周期性变化的根本原因是元素性质呈周期性变化的根本原因是元素原子的核外电子排列呈周期性变化元素原子的核外电子排列呈周期性变化 4、同周期、同主族元素结构、性质的递同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分
7、区：变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线分界线左边左边是金属元素，分界线是金属元素，分界线右边右边是非金属元素，是非金属元素，最右一个纵行最右一个纵行是稀有气体是稀有气体元素。见下图：元素。见下图：1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7A AAA AAA 0 Po At非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强金金属属性性逐逐渐渐增增强强 非非金金属属性性逐逐渐渐增增强强非金属区非金属区 金属区金属区零零族族元元素素元素元素的的金属性和非金属性判断依据金属性和非金属性判断依据元素金属性强弱的判断依据元素金属性强弱的判断依据：1)单质跟水或酸起反应
8、置换出氢的难易；单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；2)元素最高价氧化物的水化物元素最高价氧化物的水化物氢氧化氢氧化物的碱性强弱。物的碱性强弱。3)置换反应置换反应元素非金属性强弱的判断依据元素非金属性强弱的判断依据：1)最高价氧化物的水化物的酸性强弱；最高价氧化物的水化物的酸性强弱；2)单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢化物的稳定性。化物的稳定性。3)置换反应置换反应粒子半径比较粒子半径比较1、电子层数、核电荷数均不同，电子层、电子层数、核电荷数均不同，电子层数越多，半径越大。（例如：数越多，半径越大。（例如：NaMg、Na+Mg2+）3、当核电荷数相同、电子
9、层数也相同的、当核电荷数相同、电子层数也相同的时候，核外电子数越多，半径越大。时候，核外电子数越多，半径越大。（例如：（例如：ClCl-）定义：定义：使使离子相结合离子相结合或或原子相结合原子相结合的的作用力叫做作用力叫做化学键化学键。五、化学键五、化学键化学键化学键离子键离子键共价键共价键非极性键非极性键极性键极性键 由由阴、阳离子阴、阳离子之间通过之间通过静电作用静电作用所所形成的化学键叫形成的化学键叫离子键离子键 原子原子之间通过之间通过共用电子对共用电子对所形成的所形成的化学键叫化学键叫共价键共价键离子键和共价键的比较离离 子子 键键共共 价价 键键 成键微粒成键微粒成键本质成键本质表
10、示方法表示方法成键元素成键元素存在存在 Cl H Cl -：Na+阴、阳离子阴、阳离子原原 子子静电作用静电作用共用电子对共用电子对活泼金属与活活泼金属与活泼非金属元素泼非金属元素同种或不同种同种或不同种非金属元素非金属元素只存在于离只存在于离子化合物中子化合物中非金属多原子单质、共非金属多原子单质、共价化合物及部分离子化价化合物及部分离子化合物中合物中如：如：HCl、HF键等为极性键；键等为极性键；HH、ClCl键等为非极性键。键等为非极性键。5、共价键可分为极性键和非极性键。、共价键可分为极性键和非极性键。电子式：电子式：元素符号周围用元素符号周围用“”或或“”“”来表示原来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫做电子的最外层电子（价电子）的式子叫做电子式。子式。HHHNH HHO HHCH HH Cl -：Na+Cl H 分子结构和化学键用电子式表示离子键、共价键的形成过程用电子式表示离子键、共价键的形成过程2H.HH .化学反应的实质：化学反应的实质：旧化学键旧化学键断裂，断裂，新化学键新化学键形成的过程。形成的过程。HHClClHCl+HCl