物質結構元素周期律知識點總結

/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）決定原子種類原子核→質量數(shù)（）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。決定排布規(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：①、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律②、原子半徑呈周期性變化③、元素主要化合價呈周期性變化④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式①、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；具體表現(xiàn)形式編排依據(jù)元素周期律和排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；編排依據(jù)元素周期表③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。①、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三長三短一不全周期（7個橫行）②、長周期（四、五、六周期）七主七副零和八三長三短一不全周期表結構③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7個）元素周期表族（18個縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個）③、Ⅷ族（8、9、10縱行）④、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結構，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質遞變③、主要化合價④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、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：>>>>P>S>.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：<<K<<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：<<<4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：>>2+>3+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>2+>3+①與水反應置換氫的難易②最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱③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）④互相置換反應依據(jù)：⑤原電池反應中正負極①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②最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬③單質的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷④互相置換反應①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：>>;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：<P<S<。規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：<<K<<;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>>>I。③、金屬活動性順序表：K>>>>>>>>(H)>>>>>定義：以12C原子質量的1/12（約1.66×10-27）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（）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2分子的m(2)=2.657×10-26。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35為34.969,37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：35為35,37為37。元素的相對原子質量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：()(35)×+(37)×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：①、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。②、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①、結構上，質子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點：②、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；③、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①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵離子鍵②、存在：離子化合物（、、2O2等）；離子晶體。①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。不同原子間②、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：、2O2）；不同原子間共價鍵分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對是否偏移存在2、分類極性鍵共價化合物分子的極性共用電子對是否偏移存在化學鍵非極性鍵非金屬單質相同原子間③、分類：相同原子間（孤對電子）（孤對電子）共用電子對的來源單方提供：配位鍵如：4+、H3共用電子對的來源金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構型決定分子的穩(wěn)定性鍵能決定分子的極性分子的空間構型決定分子的穩(wěn)定性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。①、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用②、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（3、H2O）③、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。④、氫鍵的形成及表示方式：—H···—H···—H···←代表氫鍵。氫鍵OOHHHHOHH⑤、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、2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：2、2（直線型）、4、4（正四面體型）極性分子：定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。舉例雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：、、等多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子如：3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2非晶體離子晶體①構成晶體粒子種類①構成晶體粒子種類②粒子之間的相互作用晶體：原子晶體金屬晶體①構成微粒：離子②微粒之間的相互作用：離子鍵③舉例：2、3、、、2O等型晶體：每個同時吸引6個離子，每個同結構特點時吸引6個；與以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。④微?？臻g排列特點：型晶體：每個同時吸引8個離子，每個同時吸引8個；與以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。離子晶體：⑤說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數(shù)比的式子。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質特點②、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；③、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個數(shù)的計算：頂點，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1①、構成微粒：分子結構特點②、微粒之間的相互作用：分子間作用力③、空間排列：（2如右圖）分子晶體：④、舉例：2、S、2、2等①、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；性質特點②、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。①構成微粒：原子②微粒之間的相互作用：共價鍵③舉例：、、2、C(金剛石)等Ⅰ、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結構特點每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心④微?？臻g排列特點：原子晶體：Ⅱ、2相當于金剛石晶體中C換成，與間間插O⑤說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數(shù)比的式子。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔