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物质结构 元素周期律 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列;
具元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 编体排表元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 依现据形①、短周期(一、二、三周期) 式周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 三七长主周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) 三七短副①、主族(ⅠA~ⅦA共7个)
一零不和元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB~ⅦB共7个)
全八③、Ⅷ族(8、9、10纵行)
④、零族(稀有气体)
同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li 具体规律: 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如:F> Na>Mg>Al 5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe 2+ 3+ -+ 2+ 3+ -------- 1--36号元素电子排布式 氢 H :1s1 氦 He:1s2 锂 Li :1s22s1 铍 Be:1s22s2 硼 B :1s22s22p1 碳 C :1s22s22p2 氮 N :1s22s22p3 (第一电离能比氧大) 氧 O :1s22s22p4 氟 F :1s22s22p5 氖 Ne:1s22s22p6 教育资源 教育资源 钠 Na:1s22s22p63s1 镁 Mg:1s22s22p63s2 铝 Al :1s22s22p63s23p1 硅 Si :1s22s22p63s23p2 磷 P :1s22s22p63s23p3 硫 S :1s22s22p63s23p4 氯 Cl:1s22s22p63s23p5 氩 Ar:1s22s22p63s23p6 钾 K :1s22s22p63s23p64s1 钙 Ca:1s22s22p63s23p64s2 钪 Se:1s22s22p63s23p63d14s2 钛 Ti :1s22s22p63s23p63d24s2 矾 V :1s22s22p63s23p63d34s2 铬 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1 锰 Mn:1s22s22p63s23p63d54s2 铁 Fe:1s22s22p63s23p63d64s2 钴 Co:1s22s22p63s23p63d74s2 镍 Ni:1s22s22p63s23p63d84s2 铜 Cu:1s22s22p63s23p63d104s1 锌 Zn:1s22s22p63s23p63d104s2 镓 Ga:1s22s22p63s23p63d104s24p1 亚铁离子 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗 Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p2 砷 As:1s22s22p63s23p63d104s24p3 硒 Se:1s22s22p63s23p63d104s24p4 溴 Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5 氪 Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p6 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性(电解中在阴极上得电子的先后) ④互相置换反应 依据: ⑤原电池反应中正负极 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断 ④互相置换反应 ①、同周期元素的金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:Na>Mg>Al;非金属性, 随荷电荷数的增加而增大,如:Si 规律: ②、同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:Li 教育资源 教育资源 金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 1、定义:相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 离子键 ①、定义:阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在:离子化合物(NaCl、NaOH、Na2O2等);离子晶体。 ①、定义:原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在:共价化合物,非金属单质、离子化合物中(如:NaOH、Na2O2); 共价键 分子、原子、离子晶体。 不同原子间 2、分类 极性键 共价化合物 共用电子对是否偏移 化学键 非极性键 非金属单质 ③、分类: 共用电子对的来源 (孤对电子) 相同原子间 存在 分子的极性 双方提供:共价键 单方提供:配位键 如:NH4+、H3O+ 金属键:金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。 键能 3、键参数 键长 决定 决定 键角 4、表示方式:电子式、结构式、结构简式(后两者适用于共价键) 非晶体 离子晶体 固体物质 ①构成晶体粒子种类 分子晶体 晶体: ②粒子之间的相互作用 原子晶体 金属晶体 分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关。 作用:对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用 ②、形成条件:第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间(NH3、H2O) ③、对物质性质的影响:使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式:F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键 O O H H H H O H H 分子的空间构型 分子的极性 分子的稳定性 ⑤、说明:氢键是一种分子间作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强; 是一种较强的分子间作用力。氢键:无机物如NH3,H2O,HF,等.有机物:乙醇、乙酸、邻硝基苯酚(分子内)等. 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。 非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O2、H2、Cl2等。 举例: 只含非极性键的多原子分子如:O3、P4等 分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如:CO2、CS2(直线型)、CH4、CCl4(正四面体型) 极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。 举例 双原子分子:含极性键的双原子分子如:HCl、NO、CO等 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如:NH3(三角锥型)、H2O(折线型或V型)、H2O2 教育资源
【教育资料】人教高中化学 选修三 第一章 第一节 原子结构知识点学习专用
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