物質結構元素周期律知識點總結

1、物質結構 元素周期律決定原子種類 中子N（不帶電荷） 同位素 （核素）原子核 質量數(shù)（A=N+Z） 近似相對原子質量 質子Z（帶正電荷） 核電荷數(shù) 元素 元素符號原子結構 ： 最外層電子數(shù)決定主族元素的 決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個）：化學性質及最高正價和族序數(shù) 體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道核外電子 運動特征決定電子云（比喻） 小黑點的意義、小黑點密度的意義。排布規(guī)律 電子層數(shù) 周期序數(shù)及原子半徑表示方法 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖 隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質呈現(xiàn)周期性變化：、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律 、原子半徑呈周期性變化、元素主要化合價呈

2、周期性變化、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；編排依據(jù)元素周期律和 排列原則 、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；元素周期表 、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。七主七副零和八三長三短一不全、 短周期（一、二、三周期） 周期（7個橫行） 、長周期（四、五、六周期）周期表結構 、不完全周期（第七周期）、 主族（AA共7個）元素周期表 族（18個縱行） 、副族（BB共7個）、族（8、9、10縱行）、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質的遞變規(guī)律、核電荷數(shù)，電子層結構，最外層電子數(shù)、原子半徑性質遞變 、主要化合價、金屬性與非金屬性、氣態(tài)

3、氫化物的穩(wěn)定性、最高價氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的依據(jù) 核電荷數(shù) 相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù) 相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較 1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：LiNaKRbCs具體規(guī)律： 3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如FeFe2+Fe3+與水反應置換氫的難易 最高價氧化物的水化物

4、堿性強弱金屬性強弱 單質的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）互相置換反應依據(jù)： 原電池反應中正負極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的 非金屬性強弱 最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬 單質的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷 互相置換反應、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：NaMgAl;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：SiPSCl。規(guī)律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金屬活動性順序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu定義：以12C原子質量的1/12（約1.6610-27kg）

5、作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符號為1（單位1一般不寫）原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量， 是通過精密的實驗測得的。如：一個Cl2分子 的m(Cl2)=2.65710-26kg。核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同的核素的相對原子質量， 相對原子質量 諸量比較： 如35Cl為34.969,37Cl為36.966。 （原子量）核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的質量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對原子質量：是按該元素各種天

6、然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)a% + Ar(37Cl)b%元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數(shù)代替同位素相對原子質量與其豐度的乘積之和。注意： 、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。、通?？梢杂迷亟葡鄬υ淤|量代替元素相對原子質量進行必要的計算。定義：核電荷數(shù)相同，中子數(shù)不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的 不同原子或核素） 同位素 、結構上，質子數(shù)相同而中子數(shù)不同； 特點、性質上，化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同；、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，同位素的原子（個數(shù)不是質量）百分含量一

7、般是不變的（即豐度一定）。1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。離子鍵、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。不同原子間、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共價鍵 分子、原子、離子晶體。存在分子的極性共用電子對是否偏移2、分類 極性鍵 共價化合物化學鍵 非極性鍵 非金屬單質相同原子間、分類：（孤對電子）雙方提供：共價鍵共用電子對的來源單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、

8、金屬晶體中。決定分子的穩(wěn)定性決定分子的空間構型鍵能 分子的極性3、鍵參數(shù) 鍵長 鍵角 4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用 、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、H2O）、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H O H H、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面