物质结构 元素周期律.docx
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物质结构元素周期律
物质结构元素周期律
二、知识网络
本章包括元素周期表、元素周期律、化学键三节内容,其知识框架可整理如下:
(一)元素周期律
(二)物质结构
1.元素、核素、同位素、同素异形体的比较
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同的单质
范畴
同类原子,存在游离态、化合态两种形式
原子
原子
单质
特性
只有种类,没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质相同
由一种元素组成,可独立存在
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、N三种元素
、
、
三种核素
、
、
互为同位素
石墨与金刚石
2.原子的基本构成微粒及相互关系
(1)基本构成微粒:
质子数的多少决定着元素的种类;中子数的多少决定着同一元素中核素的种数;质子数和中子数共同决定着核素的种类;质子数、核外电子数决定着元素的化学性质——原子得失电子的能力;同位素原子的质子数和电子数都分别相等,其化学性质应几乎相同。
(2)基本构成微粒间的关系:
①数量关系:
质子数=核外电子数(原子中)
②电性关系:
a.原子:
核电荷数=质子数=核外电子数
b.阳离子:
质子数>核外电子数,或:
核外电子数=质子数—所带电荷数
c.阴离子:
质子数<核外电子数,或:
核外电子数=质子数+∣所带电荷数3.等电子体微粒的归纳、核外电子排布相同的微粒
(1)与稀有气体原子电子层相同的离子
①与He原子电子层结构相同的离子有:
H—、Li+、Be2+。
②与Ne原子电子层结构相同的离子有:
N3—、O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+。
③与Ar原子电子层结构相同的离子有:
Cl—、S2—、P3—、K+、Ca2+。
(2)核外电子总数为10的微粒
①阳离子:
Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。
②阴离子:
N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。
③分子:
Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(3)核外电子总数为18的微粒
①阳离子:
K+、Ca2+。
②阴离子:
P3—、S2—、Cl—。
③分子:
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等。
(4)核外电子总数及质子总数均相同的微粒有:
①Na+、NH4+、H3O+;②F—、OH—、NH2—;③Cl—、HS—;④N2、CO、C2H2等。
4.核外电子排布
核外电子排布规律可概括为“一低四不超”。
这些规律之间既相互联系,又相互牵制,不能孤立片面地理解和使用。
这些排布规律仅为一般规律,限于中学要求,有些电子排布还不能完全靠它解释。
要熟悉且会画1~18号元素的原子结构示意图,会用结构示意图表示阴离子和阳离子。
原子结构示意图和离子结构示意图的区别:
原子结构示意图中,核电荷数和核外电子总数相等;阴离子的结构示意图中,核电荷数小于核外电子总数;阳离子的结构示意图中,核电荷数大于核外电子总数。
5.元素周期表的结构
(1)16个族的相对位置
纵行编号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
族序数
IA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
IB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
因此,同周期第ⅡA族和ⅢA元素原子序数的差:
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
ⅡA和ⅢA族元素原子序数差
无
1
1
11
11
25
25
造成相邻数据变化的原因
3~4,增加了过渡元素的10个纵行
5~6,ⅢB族中增加了镧系的14种元素
(2)各周期元素种类
周期数
1
2
3
4
5
6
7
元素种类
2
8
8
18
18
32
未排完
零族元素序号
2
10
18
36
54
86
(3)元素的分区
分界线附近的金属元素结构特征:
主族序数=周期序数,即除第1周期之外,各周期中非金属元素的种数为8—n(n是周期序数)。
所以,随着周期序数的递增,各周期中非金属元素的种数是逐渐递减的。
按此规律我们可以大胆推测:
第7周期还有1种非金属元素,第8周期就没有非金属元素了。
6.原子序数与元素在周期表中位置的相互推导
(1)由位置推原子序数
①同周期
ⅡA
ⅢA
2、3
n
n+1
4、5
n
n+11
6
n
n+25
②同族
若A、B为同主族元素,A所在周期有m种元素,B所在周期有n种元素,A在B的上一周期,设A的原子序数为a。
a.若A、B为IA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素),则B的原子序数为(a+m)。
b.若A、B为ⅢA~ⅦA族(位于过渡元素右边的元素),则B的原子序数为(a+n)。
(2)由原子序数推位置
推测原子序数确定的元素在周期表中的位置,一般有两种方法:
①如果原子序数较小,可先画出该元素的原子结构示意图,依据结构与位置的对应关系来确定它在元素周期表中的位置。
②如果原子序数较大,画原子结构示意图不方便,可先求出与该原子原子序数最接近的稀有气体元素的原子序数,然后左移或到下一周期右移,确定该元素的位置。
如推断115号元素位置时,可依据第7周期0族元素的原子序数为118,118号元素向左移3格为115号元素,处于ⅤA族。
7.元素原子得失电子能力的判断方法
(1)元素原子失电子能力强弱的判断方法
①根据物质的性质
a.比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。
置换反应越容易进行,元素原子的失电子能力越强。
b.比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
一般说来,碱性越强,元素原子失电子的能力越强。
c.金属单质间的置换反应。
②根据元素周期表
同一周期从左到右,元素原子得电子能力逐渐增强;同一主族从上到下,元素原子得电子能力逐渐减弱。
(2)元素原子得电子能力强弱的判断方法
①根据物质的性质
a.比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。
一般说来,反应越容易进行,生成的气态氢化物越稳定,元素原子得电子的能力越强。
b.比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。
一般说来,酸性越强,元素原子得电子的能力越强。
c.非金属单质间的置换反应。
一般地得电子能力强的物质能把得电子能力弱的物质从其盐溶液中置换出来。
d.非金属阴离子还原性的强弱。
非金属阴离子还原性越强,元素的得电子能力就越弱。
e.与同一金属单质反应,其反应的剧烈程度或生成物中金属化合价的高低。
②根据元素周期表
同一周期从左到右,元素原子得电子能力逐渐增强;同一主族从上到下,元素原子得电子能力逐渐减弱。
8.元素周期表中的递变规律
9.短周期元素推断题记忆常见“题眼”
(1)位置与结构
a.周期序数等于族序数两倍的短周期的元素是Li。
b.最高正价数等于最低负价绝对值三倍的短周期元素是S。
c.次外层电子数等于最外层电子数四倍的短周期元素是Mg。
d.次外层电子数等于最外层电子数八倍的短周期元素是Na。
e.族序数与周期数相等的短周期元素是H、Be、Al;族序数是周期数两倍的短周期元素是C、S;族序数是周期数三倍的短周期元素是O。
f.只由质子和电子构成的元素原子是H(
)。
(2)含量与物理性质
a.地壳中质量分数最大的元素是O,其次是Si。
b.地壳中质量分数最大的金属元素是Al。
c.氢化物中氢元素百分含量最高的元素是C。
d.其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
e.其气态氢化物最易溶于水的元素是N。
在常温、常压下,1体积水溶解700体积NH3。
f.其气态氢化物沸点最高的非金属元素是O。
g.常温下,其单质是有色气体的元素是F、Cl。
h.所形成的化合物种类最多的元素是C。
i.在空气中,其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。
j.其单质是最易液化的气体的元素是Cl。
k.其单质是最轻的金属元素的是Li。
l.其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。
m.常温下其单质呈液态的非金属元素是Br。
(3)化学性质与用途
a.单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。
b.其气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的是N。
NH3+HNO3=NH4NO3。
c.常温下其气态氢化物与其最低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S。
2H2S+SO2=3S+2H2O。
d.在空气中,其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。
e.其气态氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F。
f.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O。
臭氧(O3)层被称为人类和生物的保护伞。
g.能与强碱溶液作用的单质有:
Al、Cl2、Si、S等。
10.常见元素化合价的一般规律
(1)金属元素无负价。
因为金属元素最外层电子数目少,易失去电子变为稳定结构,故金属元素无负价,除零价外,在反应中只显正价。
(2)氟无正价,氧有正价但无最高正价。
氟、氧得电子能力特别强,尤其是氟元素,只能夺取电子而成为稳定结构,除零价外,只显负价。
氧只跟氟结合时,才显正价,如在OF2中氧呈+2价。
(3)在1~20号元素中,除O、F外,元素的最高正价等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为:
最高正价+∣最低负价∣=8。
既有正价又有负价的元素一定是非金属元素;所有元素都有零价。
(4)除个别元素外(如氮元素),原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即序奇价奇,序偶价偶。
若原子的最外层电子数为奇数(m),则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,从+1到+m,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,例如NO2、NO;若原子的最外层电子数为偶数,从—2价到+m。
例如:
Na2S、SO2、H2SO4。
11.离子化合物与共价化合物的判断
(1)根据化合物类别判断
①强碱、盐、大多数碱性氧化物属离子化合物;
②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、有机化合物属共价化合物。
(2)根据化合物性质判断
①熔化状态下导电的化合物是离子化合物;
②熔、沸点较低的化合物(SiO2、SiC等除外)一般为共价化合物;溶于水和熔化状态下不导电的化合物为共价化合物。
(3)根据组成物质的微粒间的成键类型判断
①离子化合物中一定有离子键,也可能有共价键,如NH4Cl、Na2SO4。
②共价化合物只有共价键,一定没有离子键。
③稀有气体是单原子分子,不含化学键;非金属单质中一定只含共价键。
③离子化合物中一般既含金属元素又含非金属元素(铵盐除外);共价化合物中一般只含非金属元素,但只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物,如(NH4)2SO4。
第五章物质结构元素周期律
一、原子结构
电子层数
1
2
3
4
……
N
电子层符号
K
L
M
N
……
最多容纳电子数
2
8
18
32
……
2n2
注意:
不管有多少电子层,最外层电子数不超过8个(K为最外层不超过2个),次外层不超过18个(L为次处层不超过8个),倒数第三层不超过32个。
1、元素周期表的结构
2、原子结构,元素性质及元素在周期表的位置关系
三、化学键与分子结构
1、离子键(重点是形成条件与表示方法)
3、极性分子和非极性分子
(1)极性分子:
以极性键形成,分子结构不能造成键的极性互相抵消,分子两端显现正负电性之差的分子,可形象表示为
。
(2)非极性分子:
不显现两端正、负性差的分子,可形象表示为
。
例如:
①He、Ne、Ar等稀有气体原子间无化学键存在的分子。
②H2、N2、Cl2等同种元素原子间以非极性键形成的单质分子。
③CO2、BF3、CH4等以极性键形成,分子结构对称,键的极性互相抵消的分子。
4、分子间力:
能使分子间发生聚集或有序排列的电性作用,这种作用,此化学键弱。
通常分子间力越小,物质沸点越高。
相对分子质量相近的分子,分子极性越强,分子间力越大;组成结构相似的分子,随相对分子质量增大,分子间力增强。
物质结构元素周期律复习学案
一、原子结构
X的含义:
代表一个质量数为A、质子数为Z的原子
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
核电荷数=元素的原子序数=质子数=核外电子数
核素:
把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。
(一种原子即为一种核素)如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各为一种核素。
同位素:
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。
(同一种元素的不同核素间互称为同位素)如816O、817O、818O是氧元素的三种核素,互为同位素。
元素、核素、同位素之间的关系如右图所示:
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。
二、元素的性质和原子结构
(一)碱金属元素:
1、原子结构 相似性:
最外层电子数相同,都为1个
递变性:
从上到下,随着核电核数的增大,电子层数增多
2、碱金属化学性质的相似性:
4Li+O2Li2O 2Na+O2Na2O2
2Na+2H2O= 2NaOH+H2↑2K+2H2O= 2KOH+H2↑
2R+2H2O=2ROH+H2↑
结论:
碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子,因此它们的化学性质相似。
3、碱金属化学性质的递变性:
从上到下(从Li到Cs),随着核电核数的增加,碱金属原子的电子层数逐渐增多,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子失去电子的能力增强,即金属性逐渐增强。
金属性强弱的判断依据:
与水或酸反应越容易,金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强,金属性越强。
4、碱金属物理性质的相似性和递变性:
相似性:
银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性
递变性(从锂到铯):
①密度逐渐增大(K反常)②熔点、沸点逐渐降低
(二)卤族元素:
1、原子结构 相似性:
最外层电子数相同,都为7个
递变性:
从上到下,随着核电核数的增大,电子层数增多
2、卤素单质物理性质的递变性:
(从F2到I2)
卤素单质的颜色逐渐加深;密度逐渐增大;单质的熔、沸点升高
3、卤素单质与氢气的反应:
X2+H2=2HX
与H2反应的剧烈程度依次减弱,生成氢化物的稳定性依次减弱
4、卤素单质间的置换
2NaBr+Cl2=2NaCl+Br22NaI+Cl2=2NaCl+I2 2NaI+Br2=2NaBr+I2
单质的氧化性依次减弱,阴离子的还原性依次增强
三、元素周期表
短周期(第1、2、3周期)
周期:
7个(共七个横行)
周期表 长周期(第4、5、6、7周期)
主族7个:
ⅠA-ⅦA
族:
16个(共18个纵行)副族7个:
IB-ⅦB
第Ⅷ族1个(3个纵行)
0族(1个)稀有气体元素
周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数
规律:
电子层数越多
原子半径越大
原子核对核外电子的吸引力越弱
失电子能力增强,得电子能力减弱
金属性增强,非金属性减弱。
电子层数相同,质子数越大
原子半径越小
原子核对核外电子的引力越强
失电子能力减弱,得电子能力增强
金属性减弱,非金属性增强。
在周期表中越靠左方和下方的元素,其元素的金属性愈强,因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在);越靠右方和上方的元素,其元素的非金属性愈强,因此,氟是最活泼的非金属元素。
1、周期表的结构
周期表中的元素性质递变规律
同周期(左
右)
同主族(上
下)
结构
电子层结构
电子层数
相同
递增
最外层电子数
递增(1
8或2)
相同(族序数)
原子核内的质子数
递增
递增
性质
原子半径
递减(除稀有气体元素)
递增
主要化合价
+1
+7
—4
—1
相似
元素原子失电子能力
减弱
增强
元素原子得电子能力
增强
减弱
性质
应用
最高价氧化物对应水化物
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
非金属气态氢化物
形成难易
难
易
易
难
稳定性
增强
减弱
金属单质与水或酸置换出氢气的难易程度
变难
变容易
如:
NaMgAl SiPSCl
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
四、化学键
1、离子键:
阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。
离子化合物:
由离子构成的化合物叫做离子化合物。
如:
活泼金属与活泼非金属形成的化合物:
NaCl、Na2O、K2S等;强碱:
NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等;大多数盐:
Na2CO3、BaSO4;铵盐:
NH4Cl
一般规律:
含金属元素的化合物和铵盐
注意:
酸不是离子化合物
离子键只存在于离子化合物中,离子化合物中一定含有离子键。
2、共价键:
原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
共价化合物:
以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
共价键的存在:
非金属单质:
H2、X2、N2等(稀有气体除外)
共价化合物:
H2O、CO2、SiO2、H2S、CCl4、HF等
复杂离子化合物:
强碱、铵盐、含氧酸盐
共价键的分类:
非极性键:
在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键,共用电子对不发生偏移。
极性键:
在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键,共用电子对偏向吸引能力强的一方。
4、电子式:
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。
简单阳离子的离子符号即为电子式,如钠离子Na+ 、镁离子Mg2+ 、钡离子Ba2+
复杂阳离子:
如铵根离子:
简单阴离子:
氯离子
、硫离子
、氧离子
复杂阴离子:
一些化合物的电子式举例:
5、化学反应的本质:
旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
6、化学键的存在:
①构成稀有气体的单质分子中不存在化学键。
②在多原子单质分子中存在共价键,如CCl4、I2、O2等。
③在多原子化合物分子中存在共价键,如HCl、H2O2、H2SO4等。
④在离子化合物中一定含有离子键,可能含有共价键。
如K2O2、NaOH、NH4Cl等离子化合物中既有离子键又有共价键。
⑤在共价化合物中一定不存在离子键。
化学键
四、共价键
氢气在盛有氯气的集气瓶中燃烧。
氢气在氯气中燃烧,发出苍白色的火焰,集气瓶的瓶口有大量白雾出现。
需要注意的是,该现象不能用“白气”或“白烟”来描述。
因为它是氢气与氯气反应生成的氯化氢分子与空气中的水分子结合而成的盐酸小液滴分散在瓶口所形成的现象,应该说是“白雾”。
我们前面学过,氢气与氯气在光照条件下的反应。
这是它们在又一条件(即点燃)下反应的反应现象。
请大家写出该反应的化学方程式:
]H2+Cl2=2HCl
在该条件下,氢分子被破坏成氢原子,那么,当氢原子和氯原子相遇时,它们是通过什么作用结合成氯化氢分子的呢?
它们是通过共用电子对形成氯化氢分子的。
像氯化氢这样以共用电子对形成分子的化合物,叫共价化合物。
而原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,就叫做共价键。
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,叫做共价键。
形成过程:
氢原子与氯原子结合成氯化氢分子的过程,我们可用下列动画形象地表示出来。
以氢原子和氯原子形成了一个共用电子对,共用电子对的共用,使它们各自都满足了对方的要求,并把它俩紧紧地联系在了一起,即共价键的存在,使氯原子和氢原子最终结合成了氯化氢分子。
共价键与离子键不同的地方在于:
共价键的成键粒子是原子,它们相互之间属不打不相识的关系,而形成离子键的粒子是阴、阳离子,它们之间是周瑜打黄盖——一个愿打,一个愿挨。
从氯原子和氢原子的结构来分析,由于氯和氢都是非金属元素,不仅氯原子易得一个电子形成最外层8个电子的稳定结构,而且氢原子也易获得一个电子,形成最外层两个电子的稳定结构。
这两种元素的原子获得电子难易的程度相差不大,所以相遇时都未能把对方的电子夺取过来。
这两种元素的原子相互作用的结果是双方各以最外层一个电子组成一个电子对,电子对为两个原子所共用,在两个原子核外的空间运动,从而使双方最外层都达到稳定结构。
这种电子对,就是共用电子对。
共用电子对受两个核的共同吸引,使两个原子结合在一起。
在氯化氢分子里,由于氯原子对于电子对的吸引力比氢原子的稍强一些,所以电子对偏向氯原子一方。
因此,氯原子一方略显负电性,氢原子一方略显正电性,但作为分子整体仍呈电中性。
以上过程也可以用电子式表示如下:
[讲解]氯化氢分子中,共用电子对仅发生偏移,没有发生电子得失,未形成阴、阳离子,因此,书写共价化合物的电子式不能标电荷。
[练习]用电子式表示下列共价化合物的形成过程。
CO2、NH3、CH4
在用电子式表示共价化合物时,首先需分析所涉及的原子最外层有几个电子;若形成稳定结构,需要几个共用电子对;然后再据分析结果进行书写。
容易出现的问题是:
1、不知怎样确定共用电子对的数目和位置;
2、受离子键的影响,而出现中括号,或写成离子的形式;
3、把“”写成“=”。
[板书]
请大家写出氢原子的电子式。
(H×)
要使氢原子达到稳定结构还差几个电子?
一个电子
那么,请大家用电子式表示出氢分子的形成过程。
[让一个同学把结果板书于黑板上]
[板书]H×+×H—→
[师]氢原子和氢原子结合成氢分子时,由于两个氢原子得失电子的能力相等,所以其形成的共用电子对位于两原子的正中间,谁也不偏向谁。
[师]由氢分子的形成过程也可以解释为什么氢气分子为双原子分子。
那是因为氢原子和氢原子相遇时,每两个结合就可以达到稳定结构。
[问]为什么稀有气体是单原子组成的?
因为稀有气体元素的原子都已达到稳定结构
[师]请大家用电子式表示氯气、氧气、氮气。
1.把用电子式表示物质写成了用电子式表示其形成过程;
2.把氮气的电子式写成∶N∶∶∶N∶
[师]由此,我们得出以下结论:
即同种或不同种非金属元素化合时,它们的原子之间都能通过共用电
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- 物质结构 元素周期律 物质 结构