必修一 第一章 物质结构元素周期律
一、原子结构
质子 Z个（带 电荷，决定的种类）
原子核
A1、（Z X）原子中子 （A－Z）个（ 电荷，与质子数一起决定 ）电子Z个（带电荷，电子数特别是决定元素的化学性质）
A2、用ZX表示原子，构成原于的粒子间的关系质量关系：质量数(A)=+
电性关系：质子数(Z)==
（1） 阳离子的中子数，AXn+共有x个电子，则N=
（2）阴离子的中子数，AXn-共有x个电子，则N=
（3）中性分子或原子团的中子数，12C16O2分子中，N=
3、几个概念比较并举例：
元素是具有相同 (即质子数)的同一类原于的总称。元素的种类由质子数决定，与中子数、核外电子数无关。如H和D属于同种元素。
同位素是同素异形体是核素：。
注意：同一元素的各核素的质量数不同，核外电子数相同，化学性质，
物理性质 。
4、原子按核外电子的排布规律(可概括为“一低四不超”)
(1)核外电子总是尽先排布在能量的电子层里．
(2)各电子层最多容纳的电子数不超过
(3)最外层电子数不超过(K层为最外层时不超过(4)次外层电子数不超过 倒数第三层电子数不超过）
5、简单离子的电子层排布
主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同，如 、 、 与Ne相同
阴离子跟同一周期稀有气体的电子层排布相同，如、与Ne相同
6、常见等电子体规律
（1）、核外电子总数为２个电子的粒子：。
（2）、核外电子总数为10个电子的粒子：
（3）、核外电子总数为18个电子的粒子：
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练习：
2221.据报道，某些不合格大理石装潢材料中含有的放射性同位素氡86Rn严重超过规定标准，
对人体造成伤害。该同位素原子中的中子数与核外电子数之差为。
2.下列各组中互为同位素的是。
40403940A.19K与20K与19KD.金刚石与石墨 Ca B.T2O与H2O C.19
3. A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c，它们的离子An+、Bn-、Cm-具有相同的电子层结构，且n > m ，则下列关系正确的是
A．a > b > c B． a > c > b C．a = b + m + n D．a = c – n - m
（深化备选题）A Xn+共有x个电子，则X的质子数为 ，中子数为 ；已知A Xn
37—共有x个电子，则mg A Xn所含中子的物质的量是 mol。 —35374、氯元素的天然同位素有Cl 和Cl 。氯元素的相对原子质量为35.5，则天然氯元素中Cl 和Cl的原子数目之比为 。
（深化备选题）已知C有12C、13C、14C三种同位素，O有16O、17O、18O三种同位素，则可形成种二氧化碳分子，形成的二氧化碳的相对分子质量最多有 种。
5.周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是
A 电子数 B 最外层电子数 C 电子层数 D 次外层电子数
6.下面叙述正确的是A、一个D2O分子所含的中子数为8 B、NH3的结构式为 35
.. C、HCl的电子式为 H［∶ Cl∶］ .. +— D、Ar
7.某电子层当它作为最外层时，最多只能容纳8纳18个电子，该电子层可能是
A.M层 B.K层 C.L层 D.P层
8.写出10电子和18电子微粒各10种：
二、元素周期表的结构
※元素周期表编排规则
横行（周期）
把电子层数相同的元素按原子序数从小到大（递增）的顺序由左到右排成一个横行，叫周期。
纵行（族）
把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，叫族。
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2种元素
短周期第二周期 8 只含主族元素
第三周期 8
周 期 18
（三短三长一不全） 长周期第五周期 18
32
不完全周期 26种元素（如果排满共32种元素）
主族(A)：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
（位于1、 2、 13、14、 15、16、 17 纵列）
族 副族(B)：ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB ，ⅠB , ⅡB 七主七副零八族 ( （位于3、 4、 5、 6、 7、 11、 12Ⅷ族：包含三纵列（8、9、10），共1个族 纵列归为16族
零族：稀有气体元素，共1个族 （位于第18纵列）
①记1~20号元素；
②主族元素的位置与原子结构的关系:(周期序数=电子层数; 主族序数=最外层电子数)
小归纳：短周期元素中
（1）．最外层电子数为1的原子有：
（2）．最外层电子数为2的原子有： ．
（3）．最外层电子数与次外层电子数存在倍数关系的有：
最外层电子数＝次外层电子数的原子是 。
最外层电子数=2倍的次外层电子数的原子是 。
外层电子数＝3倍的次外层电子数的原于是 。
最外层电子数=4倍的次外层电子数的原于是 。
最外层电子数=1/2的次外层电子数的原子是 。
最外层电子数与其他电子层的关系：电子层数＝最外层电子数的原子有 。 电子层数＝2倍的最外层电子数的原子是。
内层电于总数=2倍最外层电子数的原于有 。
三、元素周期律
1、
(1)核外电子排布的周期性变化： 随着原子序数的递增，元素原子的最外电子层上的电子数目从 (H、He除外)，达到 元素原子的稳定结构，然后又 变化规律。
(2)主要化合价的周期性变化：随着原子序数的递增，元素的主要化合价从 (O、F不显正价)，经过稀有气体，然后又 变化规律．
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负价从 ，但随着原子序数的递增，非金属元素的种类也在变化，故变化较复杂。
2、元素周期律：元素的性质（包括 、
）随着 递增而呈周期变化的规律。
元素周期律的实质是： 呈周期变化。
元素性质与元素原子结构的关系
同周期元素从左到右 电子层数相同核电荷数增多
原子半径减小
原子核对最外层电子的吸引力增强
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
（元素原子的核外电子排布周期性变化是元素性质的周期性变化的根本原因。
）
例如：
同一主族元素原子结构由于相似(最外层电子数相同)化学性质相似
同一主族元素原子结构由于随核电荷数增大发生递变(电子层数增多,半径增大) 原子得电子能力减弱,失电子能力增强(非金属性减弱),单质的还原性增强(氧化性减弱)。
例如：
碱金属（ⅠA除H外）
（1）相似性：
碱金属元素原子的最外层电子都只有一个电子，碱金属元素原子在同周期元素原子中半径最大 极易失去1碱金属元素的金属性极强 单质的还原性极强 所以，碱金属是一族典型的金属元素(碱金属单质都可以和O2、H2O反应)
（2）递变性
()原子电子层增多原子半径增大原子核对核外电子吸引力减弱原子的失电子能力增大碱金属元素
的金属性增强单质的还原性（活泼性）增强 最高价氧化物对应的水化物碱性增强（LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH）
卤族元素（ⅦA）
（1）相似性：
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卤族元素原子的最外层电子都只有7个电子,卤族元素原子在同周期元素原子中半径最小
易得到1电子
卤族元素的非金属性强
单质的氧化性强
所以，卤族是一族典型的非金属元素：与金属反应
,生成金属卤化物；与氢气反应，生成
卤化氢；与水反应,生成卤化氢和次卤酸。
（特性:碘遇淀粉显蓝色；氟气和水的反应：2F2 +2H2O=4HF+ O2 ）
（2）递变性
()原子电子层增多原子半径增大原子核对核外电子吸引力减弱卤族元素的非金属性减弱单质的氧化性（活泼性）减弱（Fe + I2 == FeI2 还原性逐渐增强最高价氧化物对应的水化物酸性性减弱（HClO4>HBrO4>HIO4）
3、元素周期律的应用和意义：
①可预测或推测元素的原子结构和性质
②根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第③位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
④在金属与非金属分界线附近寻找两性元素，寻找半导体材料。
⑤研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药
⑥在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀材料
总结：
※ 元素金属性强弱判断依据：
①根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度：置换出氢越容易,则金属性越强。 ②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱：碱性越强,则原金属元素的金属性越强。 ③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。 ④金属间的置换反应。
※ 比较元素非金属性强弱的方法
① 单质与氢气化合的难易程度、以及氢化物的稳定性；
② 最高价氧化物对应水化物（即最高价含氧酸）酸性强弱；
③ 非金属间的置换反应； ④ 非金属阴离子的还原性的强弱；
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4、粒子半径大小比较的一般规律（由原子的核外电子层数和原子核对核外电子的作用两方面决定）
（1）原子半径比较
根据元素周期律（同一主族、同一周期的元素原子半径变化规律） （2）离子半径比较
①同种元素的粒子半径比较，粒子核外电子数多半径大，核外电子数少半径小，即： 原子半径＞该原子的阳离子半径，原子半径＜该原子的阴离子半径，
－－
②电子层结构相同的离子,核电荷数越大半径越小,核电荷数越小半径越大。如：S2>Cl>K＋＋>Ca2
③同主族元素的离子半径，电子层数越多半径越大。 四、化学键（离子键、共价键、金属键） 相邻的两个或多个原子强烈的相互作用。（使离子或原子相结合的作用力。） 1、共价键与离子键的比较
共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。 离子键：使阴、阳离子形成化合物的静电作用。
离子键的成键范围：
－
(1)活泼金属(ⅠA、ⅡA)和活泼非金属之间(ⅥA、ⅦA) (2)活泼金属与OH之间
－
(3)活泼金属与酸根离子之间 (4)活泼金属与过氧根离子(O22)之间 (5)铵盐，即铵根离子与酸根离子之间。
共价键的成键范围：非金属元素原子之间，除铵盐外。 2、离子化合物、共价化合物 离子化合物：含有离子键的化合物。（离子化合中也可以同时含有共价键，如：NaOH、Na2O2） 共价化合物：只含有共价键的化合物。（共价化合物中不可能有离子键） 3、离子键、离子化合物和共价键、共价化合物的表示方法：
离子键的表示方法：电子式。离子化合物表示方法：由阳离子的电子式和阴离子的电子式组合而成.
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注意:相同的离子不能写在一起,一般对称排列。
用电子式表示离子化合物的形成过程：
左侧写原子的电子式，相同的原子可以合并；右侧写离子化合物的电子式,相同的微粒不可以合并;
中间用→连接。例：K2S、MgBr2
注意:用弧形箭头表示电子转移的方向.
共价键表示方法：电子式、结构式！
①电子式
HCl的电子式Cl2 的电子式
②、结构式： H－Cl Cl－Cl 用一根短线表示一对共用电子。
其他孤电子对一律省去。
注意：用电子式表示靠共用电子对形成的分子时，不标 [ ] 和电荷。
用结构式表示物质的形成过程：
练习：
1、下列说法正确的是（ ）
A、离子键就是阴阳离子间的静电引力
B、所有金属元素与所有非金属间都能形成离子键
C、钠原子与氯原子结合成氯化钠后体系能量降低
D、在离子化合物氯化钙中，两个氯原子间也存在离子键
2、下列各数值表示有关元素的原子序数，能以离子键相互结合成稳定化合物的是（ ）
A、10和19 B、6和16 C、11和17 D、14和
8
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3、下列电子式是否正确
4、根据下列物质的结构式写出相应的电子式: H—O—Cl H－C≡C－H
5、下列分子的电子式书写正确的是（ ）
6、下列用电子式表示化合物的形成过程正确的是：
8、下列说法中正确的是 ( )
（A）含有共价键的分子一定是共价分子 （B）只含有共价键的物质一定是共价化合物 （C）离子化合物中可能含有极性共价键或非极性共价键 （D）氦分子中含有共价键 9．下列物质中属于共价化合物的是（ ）
A．Na2O2 B．NaHSO4C． HNO3 D．I2 10．下列物质中，具有非极性键的离子化合物是（ ） A．H2O2 B．MgF2 C．NaOH D．Na2O2 11．下列叙述正确的是（ ）
A．含有共价键的化合物一定是共价化合物 B．在气态单质分子中一定存在共价键 C．在共价化合物中一定存在共价键 D．离子化合物中只含有离子键 五、化学反应的实质：旧化学键断裂和新化学键形成的过程. 第一步:反应物分子中化学键断裂成原子；
第二步:原子间通过新的化学键重新组合成新的分子。 注意:
离子化合物受热熔化时会破坏离子键,从水溶液中结晶形成离子化合物时会形成离子键;但这两个过程均属于物理变化.所以破坏化学键不一定发生化学变化,但化学变化过程中一定有化学键的断裂和新化学键的形成。
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六、分子间作用力和氢键
1、分子间作用力定义：把分子聚集在一起的作用力.又称范德华力
2、分子间作用力特点：
（1）比化学键弱得多,它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质,而化学键主要影
响物质的化学性质.
（2）分子间作用力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子
之间,及稀有气体分子之间.像SiO2、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力.
（3）变化规律:
对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔沸点越高. 如：I2＞Br2 ＞ Cl2 ＞ F2
注意：化学键与分子间作用力的区别
化学键是分子内相邻原子间存在的强烈的相互作用:
而分子间作用力是分子间存在的相互作用，比化学键弱的多。
3、氢键
NH3、H2O、HF等分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用,这种相互作用叫氢键。 注意:（1）氢键不是化学键,通常看作一种较强的分子间作用力.
（2）NH3、H2O、HF的分子之间既存在分子间作用力,又存在氢键,
（3）氢键的形成不仅使物质的熔沸点升高,对物质的溶解度硬度等也影响.
练习：
1、下列变化中，不需要破坏化学键的是（）
A．加热氯化铵 B．干冰气化 C．食盐溶于水 D．氯化氢溶于水
2、下列说法中正确的是 ( )
（A）两个原子或多个原子之间的相互作用叫做化学键
（B）阴阳离子间通过静电引力而形成的化学键叫做离子键
（C）只有金属元素和非金属元素化合时才能形成离子键
（D）大多数的盐、碱和低价金属氧化物中含有离子键
3、写出下列物质的电子式
CaO、Na2O、CaBr2、MgCl2、NaCl、K2S、NaOH、Na2O2、NaH、NH4Cl、CH4、NH3、CO2、H2O、O2、N2、HClO、 Ar
4、用电子式表示下列物质的形成过程
NaCl、Na2O、HF、NaH、CaO、CO2、Br2、O2、Na2O2、N2、H2O、MgCl2
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