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第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、元素周期表1.原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。2.元素周期表的编排原则（1）横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。3.元素周期表的结构（1）周期周期名称周期别名元素总数规律7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数==周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）（2）族族名类名核外最外层电子数规律族16个纵行18个7个主族7个副族1个0族1个第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族序数==最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族二、元素的性质与原子结构1.碱金属（ⅠA族）单质与水反应情况单质与氧气反应情况最高价氧化物对应水化物的碱性最高化合价Li从上到下越来越剧烈Li2O碱性：LiOHNaOH+1NaNa2ONa2O2+1KK2OK2O2KO2KOHRbOHCsOH+1Rb更复杂+1Cs+1结论金属性：CsRbKNaLi同主族元素，从上到下，单质与水或酸反应越来越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强，金属性越来越强。2.卤素（ⅦA族）化合价最高价氧化物对应水化物的酸性单质与氢气反应情况气态氢化物的稳定性最高最低F无-1暗处剧烈反应并爆炸稳定性：HFHClHBrHICl+7-1酸性：HClO4HBrO4HIO4光照或者点燃发生反应Br+7-1加热后反应I+7-1不断加热才能缓慢反应结论非金属性：FClBrI同主族元素，从上到下，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强，单质与氢气反应越来越弱，气态氢化物的稳定性越来越弱，非金属性越来越弱。总结：同主族元素原子从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，原子的失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；元素单质的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱；最高价氧化物对应水化物的碱性增强，酸性增强；气态氢化物的稳定性减弱。同主族元素，从上到下，金属性越来越强，非金属性越来越弱。三、核素1.原子的构成(1)原子的组成质子（Z个）——决定元素的种类原子中子［（A-Z）个］——在质子数确定后同位素决定原子种类原子（）核外电子（Z个）——最外层电子数决定元素的化学性质(2)符号中各数字的含义XAZXAZ(3)组成原子的各种微粒及相互关系①质子数（Z）=核电荷数=核外电子数②质量数（A）=质子数+中子数③阳离子的核外电子数=质子数--所带电荷数④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数2.元素、核素、同位素、同素异形体元素具有相同核电荷数即质子数的同一类原子的总称核素具有一定数目的质子和中子的一一种原子。即：原子=核素同位素具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子（核素），互称为同位素。例：12C、13C和14C同素异形体同一种元素形成的性质不同的单质互为同素异形体。例：金刚石和石墨，红磷和白磷，氧气和臭氧等3.元素的相对原子质量（1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有同位素。（2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例不一定相同，但所占的百分比组成不变。（3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质量，而非核素（或原子）的相对原子质量。【总结归纳】一、判断元素金属性、非金属性强弱的方法1.根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。2.根据实验(1)元素金属性强弱的比较①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。(2)元素非金属性强弱的比较①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。特别提醒(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。(2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如2Fe+3Cl2=2FeCl3,Fe+S=FeS,则元素非金属性ClS。(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4H3PO4可判断非金属性：SP；但酸性H2SO4HClO,HClH2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。第二节元素周期律一、原子核外电子的排布1.电子层的表示方法及能量变化电子层数由内向外数字表示法1234567字母表示法KLMNOPQ离核远近由近及远电子能量由低到高2.原子核外电子排布规律（1）能量最低原理：核外电子总是尽可能先排布在能量最低的（离原子核最近）的电子层里。（2）每层最多容纳的电子数为：2n2个（3）最外层电子数最多不超过8个（k层为最外层时不超过2个）（4）次外层电子数最多不超过18个。（5）倒数第三层电子数最多不超过32个。二、元素周期律1.钠、镁、铝的性质比较：（一）Na、Mg、Al和水的反应NaMgAl与冷H2O反应与沸H2O反应现象与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红与水不反应化学方程式2Na+2H2O=2NaOH+H2↑Mg+2H2O=Mg（OH）2↓+H2↑（二）Mg、Al和盐酸的反应MgAl现象反应剧烈，放出大量的H2反应迅速，放出大量的H2反应方程式Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑（三）Mg（OH）2的性质现象加入NaOH加入稀盐酸反应方程式不反应Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O结论沉淀不溶解沉淀溶解（四）Al(OH)3的性质加入NaOH，加入稀盐酸现象沉淀溶解沉淀溶解反应方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O结论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸（五）归纳NaMgAl单质与水（酸）反应与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强弱比较Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物2.硅、磷、硫、氯的性质比较性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸3、元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。4、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层结构电子层数：相同最外层电子数：逐渐增多电子层数：逐渐增多最外层电子数：相同得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价：主族序数最低负价：主族序数-8最高正价数=主族序数（O、F除外）最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成逐渐容易，气态氢化物稳定性逐渐增强气态氢化物形成逐渐困难，气态氢化物稳定性逐渐减弱三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素的分区位于分界线附近的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。2.元素周期律和元素周期表的应用(1)根据周期表中的位置寻找未知元素。(2)预测元素的性质（由递变规律推测）。①比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性MgAl,CaMg,则碱性Mg(OH)2Al(OH)3,Ca(OH)2＞Mg(OH)2（填“”、“”或“=”）;②推测未知元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。①在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料;②在周期表中的F、Cl、S、P等附近探索研制农药的材料；③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。【总结归纳】一、原子核外电子排布的特殊规律及电子数相等的微粒1.记住1-20号元素的特殊的电子层结构（1）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K;（2）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar；(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；(4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；（5）最外层电子数是内层电子总数一半的元素：Li、P;(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。（7）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si;(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg;(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S；（10）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。2.10e-与18e-微粒原子分子阴离子阳离子10e-NeHF、H2O、NH3、CH4F-、O2-、N3-、OH-、NH2-Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+18e-ArHCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH、CH3FCl-、S2-、HS-、O22-K+、Ca2+二微粒半径的大小比较规律1.同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：NaMgAlSi（稀有气体的原子半径不参与比较）。2.同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如：LiNaKRb;OSSe。3.同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：Na+Mg2+Al3+。4.同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3-S2-Cl-。5.同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第ⅠA族中：Na+K+Rb+Cs+。6.同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第ⅦA族中：F-Cl-Br-I-。7.阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+Na，Fe2+Fe。8.阴离子半径总比相应原子半径大。如：S2-S,Br-Br。9.电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2-Cl-K+Ca2+，Al3+Mg2+Na+F-。10.同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：FeFe2+Fe3+，H-HH+。在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，