必修二 第一章 物质结构元素周期律.doc

物质结构元素周期律 一、元素周期律和周期表　 【知识点回顾】 1．位、构、性三者关系 　　 结构确定位置，结构决定性质；位置体现性质。 　　2．几个量的关系　　 周期序数＝电子层数 　　 主族序数＝最外层电子数＝最高正价数 　　 　　3．周期表中部分规律总结　　(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族的He元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He例外)。 　　(2)设某主族元素的族序数为a，周期数为b，则有： 　　①a＜b 时。为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱； 　　②a＝b时，为金属与非金属交界处的金属元素(H除外)，一般该元素既能与酸反应，又能与碱反应；其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物； 　　③a＞b时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。 　　④无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。 　　(3)元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇(或偶)数。 　　(4)元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。 　　(5)对角线规则：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。 　 【注】要熟悉元素周期表中各元素的周期和族的关系，来进行判断比较各元素化合物的性质。　　 二、原子结构 【知识点回顾】　　1．几个量的关系（ ）　　 质量数(A)＝质子数(Z)十中子数(N) 　　 质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数 　　 离子电荷数＝质子数—核外电子数 　　2．同位素　　 定义：具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。 　　(1)要点：同——质子数相同，异——中子数不同，粒子——原子。 　　(2)特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 　　注意：　　同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2与D2是两种不同的单质；H2O和D2O是两种不同的化合物。 　　3．核外电子排布规律　　 (1)核外电子是由里向外，分层排布的。 　　 (2)第n电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 　　 (3)以上几点互相联系。 　　 核外电于排布规律是书写结构示意图的主要依据。 　　5．原子和离子结构示意图 　　注意：　　①要熟练地书写1—20号元素的原子和离子结构示意图。 　　②要正确区分原于结构示意图和离子结构示意图。 　　6．粒子半径大小比较规律 （1）电子层数越多，微粒半径就越大。如同一主族的原子半径，简单离子半径，自上而下， 电子层数逐渐增多，微粒半径逐渐增大. 【例】r(F)r(Cl)r(Br)r(I) r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+) 金属阳离子半径均比相应的原子半径要小，原因是相差了一个电子层。 (2）电子层数相同时，核内质子数越多，微粒半径就越小。同周期的元素的原子半径（稀有气体除外），电子层数虽然相同，但随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小。　　（3）“里同看外”核电荷数相同时，微粒半径有外面决定，核外电子数愈多，核对其吸引力越小，微粒半径就越大。【例】r(Cl-)r(Cl) r(Fe2+)r(Fe3+) (4) “外同看里”核外电子排布相同时，微粒半径由里面决定：核内质子数越多，对外面的电子的吸引力越大，微粒半径越小。 【典型例题】　　一、有关粒子质量数、质子数、中子数和核电荷数的推断 　　[例1]　设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下述论断中正