第五章物质结构元素周期律复习课.doc

第五章 物质结构 元素周期律复习课
第一节 原子结构
一、原子构成
质子（Z个） 每个质子带一个单位正电荷,相对质量：1.007
原子核
原子() 中子（N个) 不带电,相对质量：1。008
核外电子(Z个) 每个电子带一个单位负电荷
质子、中子、电子的相互关系
(1）质子数决定元素种类
(2）质子数和中子数决定原子种类
(3）符号:代表一个质量数为A质子数为Z的原子
（4）在原子中:
质量数(A) = 质子数（Z） + 中子数（N)
核电荷数 = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数
阳离子(Mn+）: 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 + n
阴离子（Rn—）: 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 — n
二、核外电子排布及其规律
⑴电子运动特点:质量小，速度大，无确定轨道
⑵电子运动状态的描述--电子云
①利用统计学的方法，以每一个电子在原子核外空间某处出现机会的多少来描述原子核外电子运动状态.
②对“电子云”图的认识
a．小黑点的疏密表示电子在核外空间某处出现机会的多少.
b．在离核越近处单位体积内电子出现的机会越多，“电子云”(小黑点表示）密度越大;相反离核越远的单位体积内电子出现的机会越少，“电子云”密度越小。
⑶排布规律
①电子能量越低离原子核越近，能量越高离原子核越远。核外电子总是尽先排布在能量最低(离核最近)的电子层里，然后由里到外依次排布在能量较高的电子层里;（K、L、M、N、O、P、Q)(电子层的划分标准:电子能量的高低)
②每个电子层最多容纳的电子数目是一定的，为2n2个
③原子的最外电子层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个)；次外层电子数不超过18个
⑷价电子:参与形成化合价的电子.主族元素的最外层电子，副族元素的最外层电子、次外层电子,甚至倒数第三层电子都可以称为是价电子.原子的核外电子排布,特别是价电子数决定着元素的主要化学性质。金属元素的原子最外层电子数一般(指大多数）少于4个，在化学反应中比较容易失去电子而达到相对稳定的结构，表现出金属性；而非金属元素的原子最外层一般多于4个电子，在化学反应中容易得到电子而达到相对的稳定结构，表现出非金属性。
三、10电子和18电子微粒
10电子微粒

N3-
O2-
F-
Ne
Na+
Mg2+
Al3+

NH2-
OH—
HF

NH2—
H2O

NH3
H3O+

CH4
NH4+

18电子微粒

P3-
S2—
Cl—
Ar
K+
Ca2+
O22-

HS-
HCl

H2S

H2O2

PH3

SiH4
PH4+

特殊：F2、 N2H4、 C2H6、CH3OH、CH3F、H2O2
第二节 元素周期律
一．元素周期律的实质及内容：
(1）元素的性质随着元素原子序数递增而呈周期性变化,这个规律叫元素周期律.
（2)元素周期律包括三个方面的内容,一是核外电子排布的周期性变化,二是原子半径的周期性变化，三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。
二．几种关系量
（1）最外层电子数=主族元素的最高正价数
（2）|负化合价|＋|最高正化合价｜=8 （对非金属而言，金属无负化合价）
三．金属性、非金属性强弱的判断原则
l 金属性强弱的判断原则
①元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度（Na置换水中氢,Mg置换热水中的氢，Al置换沸水中的氢，Fe不能置换水中氢,但置换酸中氢,Cu不置换水中氢，也不置换酸中氢，故金属性：Na＞Mg＞Al＞Fe＞Cu）
②元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱(碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH）3,金属性：Na＞Mg＞Al）
③金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱（氧化性：Cu2+＞Fe2+，金属性：Fe＞Cu）
④金属间的置换能力：金属性强的金属将金属性弱的金属从它们的盐溶液中置换出来（如：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu ，故：Fe＞Cu）
⑤构成原电池时，负极金属的金属性强于正极金属(如：Cu—Zn—H2SO4原电池,Zn为负极,故Zn＞Fe）
l 非金属性强弱判断原则
①单质与H2反应生成气态氢化物的难易(F2与氢气在黑暗中混合爆炸，Cl2与H2光照化合，故非金属性：F2＞Cl2）
②单质与H2反应生成气态氢化物的稳定性，氢化物越稳定，其对应非金属性越强（如：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2）
③元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱（酸性强弱顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，非金属性:Cl＞S＞P）
④阴离子的还原性越强，对应非金属的非金属性就越弱（离子还原性：S2—＞I—＞Br-＞Cl-＞F—，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞S)
⑤非金属间的置换能力:非金属性强的可以置换非金属性弱的（如：Na2S + Cl2 = 2NaCl + S，故：Cl2＞S ）
以第三周期元素为例说明
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
最外电子层数
1
2
3
4
5
6
7
8
原子半径
逐渐减小
主要正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7

主要负价

-4
-3
-2
-1

最高价氧化物的水化物
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH）3
两性
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸

金属单质与水反应情况
剧烈
反应
缓慢
反应
难以
反应

非金属单质与H2反应的条件

高温
较高
温度
需加热
光照或点燃

结　　论
同周期元素，从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

第三节 元素周期表
一．元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个) IB~VIIB
族(16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 (1个） 最右边一个纵行(惰性气体元素）
归纳：七主、七副、一八、一零;三长、三短、一不完全。
二．元素周期表中元素位置的关系；
（1）几种量的关系 原子序数=电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数
单数族中原子序数为单数，双数族中原子序数为双数。(Ⅷ族特殊)
（2）掌握各周期中元素种数：
第一周期2种,第二、三周期8种,第四、五周期18种,第六周期32种，若第七周期排满也为32种,便可推知如果有第八周期则应是50种……
（3）由原子序数确定位置的方法
由给定的原子序数与每周期元素种数差值推出所在周期与族.
例如:114号元素 114―2―8―8―18―18―32=28
结论：114号元素位于第七周期第ⅣA族(28处于32种的倒数第5种，从零族0、卤族ⅦA、氧族ⅥA、氮族ⅤA、碳族ⅣA）
56号元素 56―2―8―8―18―18=2
56号元素位于第六周期第ⅡA
（4）同周期第ⅡA族元素与第ⅢA族元素原子序数的关系：
若第ⅡA族元素原子序数为a，同周期第ⅢA族元素原子序数为b,则 ：
第二、三周期b=a+1;
第四、五周期b=a+11；（每周期多了过渡金属元素共10种）
第六、七周期b=a+25（周期中的镧系及锕系又多出14种）
（5）同主族元素上下相邻两周期元素原子序数的关系：
第ⅠA、ⅡA族上下原子序数差： 第一、二周期为2
第二、三、四周期为8
第四、五、六周期为18
第六、七周期为32
而第ⅢA、ⅦA至O族上下差:第一、二、三周期为8
第三、四、五周期为18
五、六、七周期为32
结论：第ⅠA、ⅡA族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+上周期元素种数；
第ⅢA、ⅦA至O族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+下周期元素种数
例如：已知第五周期碘的原子序数为53,则第六周期砹的原子序数为53+32=85。第五周期铷的原子序数为37，则第六周期铯的原子序数为37+18=55.
三．元素周期表的规律
⑴元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
项 目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下）
价电子数
（最外层电子数)
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由 +1→+7
　　　　负价由 －4→－１
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱
非金属性增强
金属性增强
非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱
酸性增强
碱性增强
酸性减弱
非金属的气态氢
化物
生成由难到易
稳定性由弱到强
生成由易到难
稳定性由强到弱
得失电子能力
失电子由 大→小
得电子由 小→大
得电子由 大→小
失电子由 小→大
（2)若主族元素族序数为m,周期数为n，则:
当m／n〈1时,为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m／n=1时，为两性元素（氢除外），其氧化物的水化物显两性；当m／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强;m／n值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。
A
B

（3）对角线规则:
周期表中A、B两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。
如Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；BeO和Al203均显示
两性;A1C13 和BeCl2均为共价化合物等。
(4)微粒半径的大小：
a．同周期元素(除稀有气体元素）的原子半径随原子序数的递增逐渐减小.
b．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。
c．同种元素的各种微粒，阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
d．电子层数越多，离子半径越大；同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小.
四．核素与同位素
核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H）、2H（D)、3H（T）就各为一种核素.
同位素：具有相同的质子数不同中子数的同一元素的不同原子。（两同两不同）160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素.
①同种元素，可以有若干种不同的核素，同一元素的不同核素之间互称同位素；同位素是同一元素不同原子之间的互称，不是单个原子的称呼。如：H、D、T互称同位素。
②同位素在元素周期表中位于同一位置，化学性质几乎完全相同，属于同一元素，组成的单质和化合物的化学性质几乎完全相同,物理性质有微小差异。
③在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
④大多数的元素都有同位素，但并非都有。
五、相对原子质量计算
相对原子质量：该原子的绝对质量与碳12原子（质量数为12)绝对质量的1/12（约为1。66×10-27kg）的比值
几种相对原子质量：
①原子的精确相对原子质量（即相对原子质量定义）
②原子的近似相对原子质量（即质量数）
③元素的精确相对原子质量(即国际相对原子质量表中所列)
  　元素的精确相对原子质量等于各同位素原子的精确相对原子质量与其丰度的乘积之和。（丰度即某原子在该元素所有原子中所占的物质的量分数,也即原子个数百分比,注意不是质量分数）
    　= M 1•a％ + M2•b% +M 3•c％ + …      (a％ + b% + c％ + … = 1）
④元素的近似相对原子质量
  　元素的近似相对原子质量等于各同位素的质量数与其丰度的乘积之和。
= A 1•a％ + A2•b% +A3•c％ + …      (a% + b% + c％ + … = 1）

第四节　化学键
一、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫做化学键.
说明：
①化学键的本质实际上是微观粒子间的一种力的作用,这种粒子间的作用力不但包括化学键，还包括氢键和分子间作用力。但稀有气体的单质分子中不存在化学键
②相互作用包括原子核间、电子间的斥力作用及原子核与电子间的引力作用，当引力和斥力达到平衡时，才能形成稳定的化学键
③化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。断键过程吸热，成键过程放热；化学反应中的热变化取决于两者的对比。如： H2(g)＋Cl2（g）＝2HCl(g) 并且有化学键被破坏的变化不见得是化学变化，如：HCl溶于水，NaCl的熔化等都有化学键的破坏，但都属于物理变化
④中学阶段所学的化学键主要为下列三种类型：
离子键
化学键 极性共价键
共价键
非极性共价键
金属键
二、离子键和离子化合物
离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键
离子化合物：含有离子键的化合物
说明：
①静电作用包括静电引力和静电斥力
②成键元素:活泼金属（如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素）和活泼非金属（如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素)相互结合时形成离子键。但由金属元素和非金属元素形成的化学键不一定是离子键，如：AlCl3、BeCl2等都是由共价键形成的共价化合物
③成键原因：活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键
④离子键越强，离子化合物的熔点、沸点,硬度越高。离子化合物熔化时破坏离子键；离子键的强弱决定于库伦定律,即离子所带的电荷越多，离子半径越小，离子键越强（离子半径大小的比较见上节）
⑤由阴阳离子结合成的化合物不一定是离子化合物如：H+ + OH— = H2O。由两种共价分子结合生成的化合物也不一定是离子化合物,如：NH3 + HCl = NH4Cl。
三、共价键
1．定义:原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键
共价化合物：分子中的化学键全部是共价键的化合物
说明：
①成键元素：通常为非金属元素的原子间
②成键原因：同种或不同种元素的原子之间结合成分子时并不发生电子的完全得失，而是通过共用电子对而结合的
③共价键可存在于单质分子、共价化合物分子和离子化合物中，非金属元素的原子间也可形成离子化合物。如:NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3等
④共价键的键参数：
项 目
概 念
对分子的影响
键 能
拆开1mol共价键所吸收的能量或形成1mol共价键所释放的能量
键能大、键牢固、分子稳定
键 长
分子中两个成键原子核间的平均距离
键越短、键能越大，键越牢固，分子越稳定
键 角
分子中相邻共价键之间的夹角
决定分子空间构型
2．极性共价键和非极性共价键
非极性共价键：简称非极性键；同种元素的原子之间形成的共价键，共用电子对在成键原子的中间不偏向任何一方。如 Cl—Cl
极性共价键：简称极性键；不同元素的原子之间形成的共价键称，共用电子对偏向成键原子的一方.如 H—Cl
3．极性分子和非极性分子
非极性分子：如果整个分子内电子云分布均匀、对称，没有部分带正负电荷的现象，这样的分子叫非极性分子如： Cl2、H2、O2、N2等。
极性分子：果分子内电子云分布不均匀,不对称，有部分带正负电荷的现象，这样的分子叫极性分子如： HCl、HF、HBr、HI等。
几种典型类型:

极性分子、非极性分子的类型
分子类型
实例
键的极性
分子构型
分子极性
A
He、Ne、Ar
—-
——
非极性分子
A2、
AB
H2、N2、Cl2、
非极性键
直线型
非极性分子
HF、HCl
极性键
直线型
极性分子
AB2
CO2、CS2、
极性键
直线型
非极性分子
H2O、H2S、SO2
极性键
平面三角型
极性分子
AB3
BF3
极性键
平面三角型
非极性分子
NH3
极性键
三角锥型
极性分子
AB4
CH4、CCl4
极性键
正四面体
非极性分子
对于ABn型分子，当A原子的最外层电子全部成键时为非极性分子，如C(+4)H4、C(+4)Cl4、S(+6)O3、B(+3)F3;当A原子的最外层电子没有全部参与成键时为极性分子，如S(+4)O2、P(+3)Cl3、N(+3)H3、H2O(-2)等。有关资料则介绍为：对于ABn型分子，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子;若不等,则为极性分子.
四、金属键：金属离子与自由电子之间的较强作用.金属的价电子数越多，半径越小，金属键就越强，(F=k）.晶体的熔沸点就越高。如：熔沸点：Na＜Mg＜Al。
五、电子式的几种表示形式
1．离子

单核阳离子符号，即为阳离子的电子式，如H+、K+、Na+、Mg2+；
H
O
2－
O
O
N
H
H
H
H
O
H
H
H
H
O
2–
Cl
2－
S
S
2－
C
C

原子团的阳离子：NH4+： ；H3O+： 　　　　　

单核阴离子：H-：　　　　　　O2-：　　　　　　Cl—：　

原子团的阴离子：OH-：　　　　　　　O22—:　　　　

S22-:　　　　　　　C22-：　
N
N
Cl
Cl
H
H
O
H
H
N
H
H

2．分子
N2: Cl2: H2O： CH4：

3．离子化合物
K+ 　　 K+
S
2–
Ca2+
O
2–
F
F
Ca2+
Na+ Na+
2－
O
O
Ca2+
2－
C
C
Na+
H
O
N
H
H
H
H
Cl

K2S：　 　　CaO：　　　 　　　　CaF2：　

Na2O2： CaC2:

NaOH： NH4Cl:

C
H
H
H
O
H
H
H
N
4．自由基：不带电荷，“—”表示一个单电子

—CH3： -OH： —NH2：

六、分子间作用力（范德华力）
分子间作用力是分子间微弱的相互作用.
①分子间作用力不是化学键,比化学键弱的多。化学键存在于分子或物质内部相邻原子之间，键能约为100～600 kJ·mol－1；分子间作用力广泛存在于分子之间,其大小一般在2～20 kJ·mol－1之间。其实质是电性引力
②分子间作用力对分子晶体的熔沸点、溶解度有影响，一般来说，组成和结构相似的分子，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔沸点升高
③相似相溶原理：极性分子溶质易溶于极性分子组成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分子组成的溶剂。如氯化氢、氨极易溶于水，溴、碘极易溶于苯、四氯化碳。

卤素单质的熔沸点与相对分子质量的关系 CX4的熔沸点与相对分子质量的关系
七、氢键：从某种意义上说，是一种特殊的分子间作用力，它不是化学键，比分子间作用力略强，比化学键弱。NH3、H2O、HF、CH3CH2OH等分子中存在氢键，氢键的存在使这些物质的熔沸点反常升高。而NH3分子与H2O分子间形成氢键，使NH3在H2O中的溶解度显著增大。氢键常用“…”来表示，如F—H…F如H2O和H2S的组成与结构相似，相对分子质量是H2S＞H2O，若仅仅以分子间作用力论，H2S的熔沸点应大于H2O，可实际上H2O在常温状况下是液态，而H2S在通常状态下是气态,说明H2O的熔沸点比H2S高,原因就是H2O分子间存在氢键。在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来；在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键相互联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀。

一些氢化物的沸点
HF、H2O和NH3的沸点反常，是因为它们的分子间存在氢键