第四章原子結(jié)構(gòu)和化學鍵

【單元知識框架】

【單元知識清單】

考點1元素周期表

A元素周期表的編排原則

K元素周期表的發(fā)展歷程

誕生=>1869年，俄國化學家門捷列夫編制出第一張元素周期表

I

依據(jù)n按照相對原子質(zhì)量由小到大的順序依次排列,將化學性質(zhì)相似的元素放在同一縱

行

意義n揭示了化學元素間的內(nèi)在聯(lián)系，成為化學發(fā)展史上的重要里程碑之一

發(fā)展"隨著科學的發(fā)展，元素周期表中為未知元素留下的空位先后被填滿

I

現(xiàn)行今當原了?的組成及結(jié)構(gòu)的奧秘被發(fā)現(xiàn)后，編排依據(jù)由相對原子質(zhì)量改為原子的核電

荷數(shù),形成現(xiàn)行的元素周期表

2、元素周期表的編排原則

⑴橫行原則：把電子層數(shù)目相同的元素,按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列

⑵縱行原則：把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素,按電子層數(shù)遞增的順序由上而卜.排

列

⑶原子序數(shù)：按照元素在周期表中的順序給元素編的序號

(4)原子序數(shù)與元素的原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)

▲元素周期表的結(jié)構(gòu)一“七行十八列”、七周期十六族

1、周期

(1)含義；把電子層數(shù)相同的元素,按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列的一橫行，叫做一個

周期

⑵數(shù)目：元素周期表有Z個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有二個周期

(3)特點：周期序數(shù)=該周期元素原子的曳壬層數(shù)

(4)分類:

包括元核外電稀有久體原

類別周期序數(shù)起止元素位置與結(jié)構(gòu)的關(guān)系

素種數(shù)子層數(shù)子序數(shù)

—「H?He212

短周期二Li?NeX210

—Na?Ar8318

四K?Kr18436周期序數(shù)三電子層數(shù)

五Rb?Xe18554

長周期

六Cs?Rn32686

七Fr?118號327118

2、族

(1)含義：把最外層電子數(shù)相同的元素,按電子層數(shù)遞增的順序，從上至下排成的縱行，叫做

一個族

⑵數(shù)目：元素周期表18個縱行中，除中間8、9、10三個縱行為一族外，其余每一縱行為一

族,即：有坨個族

⑶特點：主族元素的族序數(shù)=該主:族元素原子的最外層電子數(shù)

(4)分類：現(xiàn)在常用的元素周期表有運個縱行，它們被劃分為坨個族，包括二個主族，二個

副族，L個第vm族(其中第8、9、10這3個縱行稱為第加族)，L個0族。詳細情況見下圖：

⑸常見族的別稱

族別稱

第IA族元素(除氫)堿金屬元素

笫IIA族元素破土金屬

第IHA族元素硼族元素

第IVA族碳族元素

第VA族氮族元素

第VIA族氧族元素

第VIIA族鹵族元素

0族稀有氣體元素

第IIIB-IIB族過渡元素

第六周期第IHB族副系元素

第七周期第IHB族明系元素

【微點撥】

①過渡元素：元素周期表中部從HIB族到HB族10個縱列共六十多種元素,這些元素都

是金屬元素

②輛系元素：元素周期表第六周期中，57號元素錮到71號元素措共15種元素

③軻系元素：元素周期表第七周期中，89號元素鋼到103號元素鎊共15種元素

④超鈾元素：在銅系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素

?元素周期表的應(yīng)用

1、認識元素周期表的相關(guān)信息

(1)元素周期表中每個格中的信息(以Fe為例)

(2)金屬元素與酢金屬元素的分界線

(3)同周期相鄰主族元素的原子序數(shù)差的關(guān)系

①同周期相鄰主族元素的原子序數(shù)之差一般為1

②同周期第HA族和第IIIA族元素原子序數(shù)的差值取決于它們所在的周期數(shù)，具體如下:

周期數(shù)第二或第三周期第四或第五周期第六或第七周期

差值11125

(4)同主族元素的原子序數(shù)差的關(guān)系

①位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即IA族、IIA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差

為上一周期元素的種數(shù)。如：鈉和鉀的原子序數(shù)之差為19—11=8(鈉所在第三周期所

含元素的種數(shù))

②位于過渡元素右側(cè)的主族元素，即IIIA族?VHA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差

為下一周期元素的種數(shù)。如：氯和澳的原子序數(shù)之差為35—17=18(浜所在第四周期所

含元素的種數(shù))

2、推測元素在周期表中的位置

(1)方法一：根據(jù)原子結(jié)構(gòu)示意困

規(guī)律實例

周期序數(shù)=電子層已知某元素原子序數(shù)為35,則確定其在周期表中位置的方法是：

數(shù)

(^35)2KIB7

先畫出該元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖‘由其電子層數(shù)為4,

主族序數(shù)=最外層

確定其處于第四周期,由其最外層有7個電子確定其處在第VEA

電子數(shù)

族，因此該元素位于周期表中第四周期第VDA族

(2)0族定位法確定元素的位置

①0族元素的周期序數(shù)加原子序數(shù)

0族元素HeNeArKrXeRn

周期序數(shù)—?二三四五六

原子序數(shù)21018365486

②方法：用原子序數(shù)減去比它小而相近的稀有氣體元素的原于序數(shù)，即得該元素所在的縱

期核外電子

排布

原子半徑

0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071—

/nm

最高正價

+4+5

或+1+2+3—2—10

—4—3

最低負價

原子序數(shù)1112131415161718

元素名稱鈉鎂鋁硅磷硫氯

元素符號NaMgA1SiPSC1Ar

第核外電子

三排布

周原子半徑

0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099—

期/nm

最高正價

+4+5+6+7

或+1+2+30

—4—3—2-1

最低負價

【思考與交流】隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價各呈現(xiàn)

什么規(guī)律性的變化？

1、原子核外電子排布的周期性變化

1?18號元素的原子的最外層電子數(shù)變化圖規(guī)律

隨著原子序數(shù)的遞增，元素原

子的最外層電子排布呈現(xiàn)1?8

的周期性變化（第一周期除外）

2、原子半徑的周期性變化

1?18號元素的原子的原子半徑變化圖規(guī)律

隨著原子序數(shù)的遞增，元素

的原子半徑呈現(xiàn)由大到小的

周期性變化

3、元素化合價的周期性變化

1?18號元素的化合價變化圖規(guī)律

隨著原子序數(shù)的遞增，元素

的化合價呈周期件變化,即

同周期：

最高正價：+lf+7（0、F

無正價）負價：—4f—1

，探究第三周期元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

1、鈉、鎂、鋁金屬性強弱比較

單質(zhì)

實驗項目、NaMgA1

?

小酚隙1稀鹽酸稀鹽酸

酚曲

實驗操作蜀-唐1

鈉里號?

加熱前，鐵條表面附著了

熔成小球，浮于水

少量無色氣泡,加熱至沸兩支試管內(nèi)都有無色氣泡冒

面，四處游動，有

實驗現(xiàn)象騰后，有較多的無色氣泡出，但放鐵條的試管中逸出氣

“嘶嘶”的響聲，反

冒出,滴加酚敵溶液變?yōu)轶w的速率較快

應(yīng)后溶液加酚配變紅

粉紅色

與水（或酸）的反應(yīng)的鎂與冷水幾乎不反應(yīng)，能與酸迅速反應(yīng)，放出氫氣，但

與冷水劇烈反應(yīng)

劇烈程度與熱水反應(yīng)鎂更容易

化學方程式

最高價氧化物對應(yīng)

NaOH強堿Me（0H）2中強堿AKOHh兩性氫氧化物

水化物的堿性強弱

①鈉、鎂、鋁置換出水（或酸）中的氫時，由易到難的順序為：Na>Me>AI

結(jié)論

②鈉、鎂、鋁的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性由強到弱的順序為

NaOH>Mg（OH”>Al（OH）3

③鈉、鎂、鋁的金屬性由強到弱的順序為兇型QA!

④隨著核電荷數(shù)減小，與水（酸）反應(yīng)越來越要易，氫氧化物的堿性越來越強

2、硅、磷、硫、氯非金屬性強弱比較

元素SiPSC1

高溫磷蒸氣與H2能反應(yīng)加熱光照或點燃時發(fā)生爆炸而化合

單質(zhì)與H2反應(yīng)的條件

由易到難的順序是：C12>S>P>Si

最高價氧化物的化學式

SiO2￡205so3Q2Q7

H2SiO3H3Po4H2SO4強

最高價氧化物對應(yīng)水化HC1CU酸性比H2s強

弱酸中強酸酸

物的化學式及酸性

酸性：HCIOOHZSOQH3P6>%竽0?

氫化物的穩(wěn)定性不穩(wěn)定受熱分解受熱分解穩(wěn)定

①硅、磷、硫、氯單質(zhì)與氫氣化合時條件由易到難的順序為；Cl>S>P>Si

②硅、磷、硫、氯最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性由強到弱的順序為：

結(jié)論

HCIOAH2s（）4>H3PO4>H2SiO3

③硅、磷、硫、氯元素非金屬性由強到弱的順序為：Q>S>P>Si

3、同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律：同一周期從左往右，金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸地建

▲元素周期律

1、內(nèi)容：元素周期律是指元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化

2、元素的性質(zhì)包括：原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性等

3、實質(zhì)：元素周期律實質(zhì)是核外電子排布發(fā)生周期性變化的必然結(jié)果

4、主族元素的周期性變化規(guī)律

項目同周期（左一右）同主族（上一下）

核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大

原電子層數(shù)遞增，最外層電子數(shù)

電子層結(jié)構(gòu)電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)增多

子相同

結(jié)原子半徑逐漸減小（惰性氣體除外）逐漸增大

構(gòu)正離子逐漸減小，負離子逐漸減小

離子半徑逐漸增大

同周期：r（負離子）>r（正離子）

元素的最高正化合價由+1~>+7（0、

性

主要化合價F除外）最高正化合價=主族序數(shù)

質(zhì)

非金屬元素負價由-4->一1（O、F除外）

非金屬元素負化合價=一（8—主族序

元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強

元素的非金屬性非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱

失電子能力失電子逐漸減弱失電子逐漸增強

得電子能力得電子逐漸增強得電子逐漸減弱

單質(zhì)的還原性還原性逐漸減弱還原性逐漸增強

單質(zhì)的氧化性氧化性逐漸增強氧化性逐漸減弱

正離子的氧化性正離子氧化性逐漸增強正離子液化性逐漸減弱

負離子的還原性負離子還原性逐漸減弱負離子還原性逐漸增強

非金屬元素氣態(tài)氫化氣態(tài)氫化物的形成越來越容易，其穩(wěn)氣態(tài)氫化物的形成越來越困

物的形成及穩(wěn)定性定性逐漸增強難，其穩(wěn)定性逐漸減弱

最高價氧化物對應(yīng)水堿性逐漸減弱堿性逐漸增強

化物的酸堿性酸性逐漸增強酸性逐漸減弱

考點3元素周期表的應(yīng)用

▲元素周期表的分區(qū)及元素性質(zhì)的比較

族

周應(yīng)、IAHAIHAIVAVAVIA0

分

1非金屬性逐漸增強一

區(qū)2非

|非金屬元素金

稀

建：屬

示3AlSi彎

1^-1性

體

意4靠人1As逐

元

漸

矍_SIjTe

增

5素

圖強

1金屬元素po：At

61

7金屬性逐漸增強

分界

沿著周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之間畫一條虛線，虛線

線的

的左下方是金屬元素，右上方是韭金屬元素

劃分

①元素的金屬性和非金屬性之間沒有嚴格的界線。分界線附近的元素，既能表

特點現(xiàn)出一定的金屬性,又能表現(xiàn)出一定的非金屬性

②周期表的左下方金屬性最強的元素是重元素（放射性元素除外）；右上方非金

屬性最強的元素是氟元素；最后一個縱行是0族元素

③金屬元素在分界線的左側(cè)，但分界線的左側(cè)并不都是金屬元素，如氫元素屬

于非金屬元素

▲元素的化合價與元素在周期表中的位置之間的關(guān)系：主族元素的最高正化合價等于原

子所能失去或偏移的最外層電子數(shù),而非金屬的負化合價則等于使原子達到8電子穩(wěn)

定結(jié)構(gòu)所需得到的電子數(shù)。所以，非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價的絕對值

之和等于8

(I)周期序數(shù)=電子層數(shù)

⑵最高正價=最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=8一|最低負價I(其中，F(xiàn)無正價，0無最高正價)

(3)最低負價=主族序數(shù)一8

(4)元素的最高正價和最低負價的絕對值之差與族序數(shù)的關(guān)系

最高正價一|最低負價16420

主族族序數(shù)VIIAVIAVAIVA

▲元素周期表和元素周期律中的規(guī)律和應(yīng)用

1、元素周期表中的規(guī)律

(1)“三角形”規(guī)律：所謂“三角形"，即A、B處于同周期，A、C處于同主族的位置，如圖所

A——B

-1/

【應(yīng)用】處于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子結(jié)構(gòu)、性質(zhì)等方面的規(guī)律。例如：

原子序數(shù)C>B>A；原子半徑OA>B。A、B、C若為非金屬元素，則非金屬性B>A>C；單

質(zhì)的氧化性B>A>C：負離子的還原性

CfAfB%設(shè)A為n族,則B為n+1族，下同)；氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性H7-nB>H8-

nA>Hs-nCoA、B、C若為金屬，則其失電子能力C>A>B；單質(zhì)的還原性C>A>B；正離子

(n+,)+nn

的氧化性B>A*>C*；最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n+

1

(2)“對角線”規(guī)律：有些元素在周期表中雖然既非同周期，又非同主族，但其單質(zhì)與同類化合

物的化學性質(zhì)卻很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。這一規(guī)律稱為“對先線''規(guī)

律

A

如圖所示：B

【應(yīng)用】根據(jù)已知元素及其化合物的性質(zhì)，推導(dǎo)未知元素及其化合物的性質(zhì)。

(3)“相似"規(guī)律：①同族元素性質(zhì)相似；②左上右下對角線I：元素性質(zhì)相似；③同位素的化學

性質(zhì)幾乎完全相同

2、“位”、“構(gòu)”、“性”之間的關(guān)系在解題中的應(yīng)用

⑴，，位”、，，構(gòu)，，、，，性，，的關(guān)系

“位”、“構(gòu)”、“性”的關(guān)系對關(guān)系圖的理解

①從元素的原子結(jié)構(gòu)推測元素在周期表中的位置

及有關(guān)性質(zhì)

②從元素在周期表中的位置推測元素的原子結(jié)構(gòu)

及相關(guān)性質(zhì)

③元素的一些主要性質(zhì)又能反映元素的原子結(jié)構(gòu)

和元素在周期表中的位置

⑵結(jié)構(gòu)與位置互推問題是解題的基礎(chǔ)

①掌握四個關(guān)系式：

a.核外電子層數(shù)=周期數(shù)

b.質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)=原子核外電子數(shù)=核電荷數(shù)

c.最外層電子數(shù)=主族序數(shù)

d.主族元素的最外層電子數(shù)=主族座數(shù)=最高正價數(shù)(0、F元素除外)

e.最低負價的絕對值=8一主族莊數(shù)(僅限第IVA?VOA族)

②熟練掌握周期表中的一些特殊規(guī)律，如各周期元素種數(shù)；稀有氣體的原子序數(shù)及在周期

表中的位置；同族上下相鄰元素原子序數(shù)的關(guān)系等

⑶性質(zhì)與位置互推問題是解題的關(guān)鍵：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變

規(guī)律，主要包括：

①元素的金屬性、非金屬性

②氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

③最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸、堿性

(4)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的互推問題是解題的要素

①最外層電子數(shù)決定元素原子的氧化性和還原性

②原子半徑?jīng)Q定了元素單質(zhì)的性質(zhì)；離子半徑?jīng)Q定了元素組成化合物的性質(zhì)

③同主族元素最外層電子數(shù)相同，性質(zhì)相似

④判斷元素金屬性和非金屬性的方法

【微點撥】元素“位一構(gòu)一性”規(guī)律中的特例

①絕大多數(shù)原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成的，只有氣(IH)無中子

②元素周期表中的周期一般是從金屬元素開始，但第一周期例外，是從氫元素開始

③所有元素中，碳元素形成的化合物種類最多

④非金屬單質(zhì)一般不導(dǎo)電，但石墨是導(dǎo)體，晶體硅是半導(dǎo)體

⑤氟無正價，氧無最高正價；在NazCh中氧顯一1價；在NaH中氫顯一1價

3、預(yù)測新元素：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供線索

4、啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)

①在金屬與非金屬分界線附近尋找生昱體材料

②研究氟、氯、硫、磷附近元素,制造新農(nóng)藥

③在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金環(huán)料

5、預(yù)測元素的性質(zhì)(由遞變規(guī)律推測)

①比較不同周期、不同主族元素的性質(zhì)

如：金屬性Mg>AI,Ca>Mg,則堿性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2

②推測未知元素的某些性質(zhì)

如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶,可推知Be(0H)2難溶

又如：已知鹵族元素的性質(zhì)遞變規(guī)律，可推知元素碳(At)應(yīng)為有色固體，與氫難化合,

HAt不穩(wěn)定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等.

考點4原了的構(gòu)成

?原子的表示方法、質(zhì)量數(shù)及原子結(jié)構(gòu)

1、原子的表示方法：

表示方法：:x.X的含義

質(zhì)量數(shù)

-------\

9x—元素符號代表一個質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子

質(zhì)子數(shù)/

2、質(zhì)量數(shù)

⑴概念：原子核內(nèi)所有虹和史壬的相對質(zhì)量取近似整數(shù)值后相加所得的數(shù)值

⑵構(gòu)成原子的微粒間的兩個關(guān)系

①質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)億)+中子數(shù)(M

②質(zhì)了數(shù)=核外電子數(shù)=核電荷數(shù)=原子序數(shù)

3、符號或。土中各個字母的含義：

4、構(gòu)成原子的微粒及作用

5、原子和離子中微粒間的數(shù)■關(guān)系

(1)原子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù),如N原子：呀

(2)正離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)一所帶電荷數(shù)，如Na+：

(3)負離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)土所帶電荷數(shù)，如S2?■:j)

【微點撥】

①任何微粒中，質(zhì)量數(shù)=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)，但質(zhì)子數(shù)與電子數(shù)不一定相等，如：正負離子

中

②有質(zhì)子的微粒不一定有中子，如：'H；有質(zhì)子的微粒不一定有電子，如：H*

③質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定屬于同一種元素，如：F與OFT

④核外電子數(shù)相同的微粒，其質(zhì)子數(shù)不一定相同，如：AP+和Na*、『等，NH；與OFT等

考點5核素

工元素、核素、同位素

1、元素：具有相同核電荷數(shù)(即核內(nèi)質(zhì)子數(shù))的同一類原子的總稱

【微點撥】同種元素原子的原子核中質(zhì)子數(shù)是相同的。而精確實驗證明，同種元素原子的原

子核中，中子數(shù)不一定相同，如：氫元素的原子核

氫元素的原子核

原子名稱原子符號(/x)

質(zhì)子數(shù)(Z)中子數(shù)(N)

10氣坦

11笊坦_或》

12瓶迪或工

2、核素：把具有一定數(shù)目質(zhì)壬和一定數(shù)目蚯的一種原子叫做核素，如：IH、汩、珀就各

為一種核素

3、同位素

(1)概念：質(zhì)子數(shù)相同而生子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素(即同一元素的不同

核素互稱為同位素)，如：舊、汩、泊互為同位素

⑵特點——兩同兩不同

①兩同：質(zhì)子數(shù)相同,核外電子相同②兩不同：質(zhì)量數(shù)不同,中子數(shù)不同

(3)性質(zhì)

①同位素在周期表里占據(jù)同二位置②同位素的化學性質(zhì)幾乎相同

③天然存在的同位素，相互間保持一定的比率

(4)同位素的應(yīng)用：同位素分為天然同位素和人造同位素

⑴核能：迎和迎是制造氫彈的原料,；鍵U用于制造原子彈、核發(fā)電

(2)考占：根據(jù)皆2遺留數(shù)量的多少可以推斷生物體的存在年代

(3)醫(yī)療：利用放射性同位素釋放的射線治療癌癥和腫瘤等

4、元素、核素、同位素的判斷方法

⑴判斷元素、核素和同位素時，要抓住各種粒子的本質(zhì)。質(zhì)子數(shù)相同的原子就是同種元素；

質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)均相同的就是同種原子，也稱為核素，同種元素的不同核素互稱同位素

（2）分析原子表示符號的幾組數(shù)字,，2x,只要Z相同，就是同種元素；Z和人均相同，是同

種核素；Z相同，A不相同的互稱同位素；Z不相同的不論A是否相同，均不是同種元素，

更不能稱為同位素

5、元素、核素、同位素的區(qū)別與聯(lián)系

元素核素同位素

質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)都一定質(zhì)子數(shù)相同、中子數(shù)不同的同一元

本質(zhì)質(zhì)子數(shù)相同的一類原子

的原子素的不同原子之間的相互稱謂

同類原子,存在游離

范疇原子原子

態(tài)、化合態(tài)兩種形式

特性只有種類，沒有個數(shù)化學反應(yīng)中的最小微?；瘜W性質(zhì)幾乎完全相同

決定因素質(zhì)子數(shù)質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)

賢。、劈。、￥。2-都屬氧|H、彳H、?H>君K、18Ca

舉例鍥U、費U、贊U互為同位素

元素屬于5種不同核素

________具有相同核電荷數(shù)的同一類原了?的總

一一片、稱.同種元素可有多種不同的核素

（元素\\

儉亞?-即的定湍浮和.定數(shù)”的

聯(lián)系

\同位素）質(zhì)了數(shù)相同,中了?數(shù)不同的同一元

J素的不同核素的互稱

考點6相對原子質(zhì)量

△原子的相對原子質(zhì)量與元素的相對原子質(zhì)量

1、原子（或核素）的相對原子質(zhì)量：以一個I2C原子質(zhì)量的*作為標準，X原子的質(zhì)量跟它相

1乙

比所得的數(shù)值即為X的相對原子質(zhì)量，即：M（核素）=：（核素0,取該值的正整數(shù)即為該

育日）

核素的質(zhì)量數(shù)

2、元素的相對原子質(zhì)量：因天然元素往往不只?種原子，因而用上述方法定義元素的相對

原子質(zhì)量就不合適了。元素的相對原子質(zhì)量是該元素的各種核素的原子數(shù)百分比與其相

對原子質(zhì)量的乘積所得的平均值

如：A、B、C…為某元素的不同核素，其原子數(shù)百分比分別為“％、/>%、。％…則該元素的

相對原子質(zhì)量為

++…其中MA、歷小欣…?分別表示核素A、B、C…的相對原

子質(zhì)量

3、元素的近似相對原子質(zhì)量：若用同位素的質(zhì)量數(shù)替代其相對原子量進行計算，其結(jié)果就

是元素的近似相對原子質(zhì)量(計算結(jié)果通常取整數(shù))。我們通常采用元素的近似相對原子質(zhì)

量進行計算

考點7核外電子排布的規(guī)律

」原子核外電子的排布規(guī)律

1、電子的能量

(1)在多電子原子里，電子的能量不同

(2)在離核近的區(qū)域運動的電子的能量較低，在離核遠的區(qū)域運動的電子的能量較高

2、電子層

(1)概念：在多電子原子里，把電子運動的能量不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層,稱作電子層

(2)不同電子層的表示及能量關(guān)系

電子層數(shù)(〃)1234567

字母代號KLMNOPQ

各電子層

最多容納電子數(shù)(2小)281832507298

由內(nèi)到外

離核遠近由近到遠

原子的電子層模型

能量高低由低到一

3、原子核外電子的排布規(guī)律

⑴能量最低原則：核外電子總是先排布在能量最低的電子層里，然后再按照由里向外的順

序依次排布在能量逐漸升高的電子層里

⑵分層排布原則：

①每層最多容納的電子數(shù)為比個

②最外層不超過3個(K層為最外層時不超過1個)

③次外層不超過坨個，倒數(shù)第三層不超過迎個

④對于主族元素，除最外層外，每一層的電子數(shù)必須為2n2這個數(shù)值

【微點撥】核外電子排布的幾條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要

求，如：M層不足最外層時，最多能容納18個電子，當M層為最外層時，最多容納8個

電子

考點8結(jié)構(gòu)示意圖和電子式

，電子層的表示方法

原子的結(jié)構(gòu)示意圖離子結(jié)構(gòu)示意圖

z+勒ci-W

Na_

核內(nèi)質(zhì)子數(shù)與核外電子正離子：核外電子數(shù)小于核負離子:核外電子數(shù)大于核

數(shù)電荷數(shù)電荷數(shù)

電子式的概念及書寫技巧

1、電子式的概念：在元素符號周圍用“?”或“X”來表示原子的最外層電子(價電子】的式

子

【微點撥】元素符號周圍標明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當最外

層電子數(shù)小于或等于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布

2、電子式的書寫

(1)原子的電子式：書寫主族元素原子的電子式，直接用“或“x”把最外層電子一一表示出來

即可

氫原子氯原子氮原子鈉原子氧原子鈣原子

11?：CI：?N-Na?

(2)簡單正離子(單核)的電子式：簡單正離子的電子式就是離子符號本身，不需標示最外層電

子

鈉離子鋰離子鐵離子鋁離子

Na+Li+一Mg2+Al3+

(3)簡單負離子(單核)的電子式：在書寫電子式時，不但要表達出最外層所有電子數(shù)(包括得

到的電子)，而且還應(yīng)用“[]”括起來，并在“[]”右上角標出“〃一”以表示其所帶的

電荷

Cl-O2-s2-N5-

??[：?o?：y-

(4)原子團的電子式：作為離子的原子團，無論是負離子，還是正離子，不僅要畫出各原子最

外層的電子，而且都應(yīng)用“[]”括起來，并在“[]”右上角標明電性和電量

222

NHZOH-O2-s2-C2-

ii??

??????

??[H：O：H]+

[II：N：II]*??[：O：H]-[:0:0:

??

H??????

H

(5)離子化合物的電子式：離子化合物的電子式由正離子的電子式和負離子的電子式組成的,

對于化合物是由多種離子組成的物質(zhì)，相同離子間要隔開排列，注意相同的離子不能合并

CaOK2SCaF2NaOHNaH_

?????

Ca:,(>,K*S--

??

NHC1

CaC2NaaO2FeS24NH5

Mg3N2Na3NAI2S3

（6）離子鍵的形成（離子化合物的形成過程）：離子鍵的形成用甩子式表示式時，前面寫出成鍵

原子的電子式,，后面寫出離子化合物的電子式，中間用一箭頭連起來即可，如:

Nat>.Z：一Na+CZ：.Na、+.S..+、Na-Na*CxSx〕Na+

????

:B；GMgQ>.Br：―<：Br^]-Mg2+[?Br：J-Na匕;jNa-NaF@〕"Na+

⑺共價化合物的電子式（共價分子）：共價化合物分子是由原子通過共用電子對結(jié)合而形成的,

書寫電子式時，應(yīng)把共用電子對寫在兩成鍵原子之間，然后不要忘記寫上未成鍵電子

結(jié)構(gòu)式：用一根短線表示一對共用電子對的式子叫做結(jié)構(gòu)式。（未成健的電子不用標明）

考點9核外電子排布和元素周期律

▲微粒半徑大小的比較方法及規(guī)律

【方法與技巧】“三看”法比較簡單微粒的半徑大小

①“一看”電子層數(shù)：當電子層數(shù)不同時，一般電子層數(shù)越多，半徑越大

②“二看”核電荷數(shù)：當電子層數(shù)相同時，如電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，半徑

越小

③“三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大

1、原了

同周期隹堡隨原壬序數(shù)遞增逐漸減

小，

(1

如：

)

r(Na)>r(Me)>r(AI)>r(Si)>r(P)vr(S)>r(Cl

1

9

H

QQQQQQQ

LiBeBCNOF

QQQQQQQ

NaMgAlSiPSCl

同主族原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增QQQQQQQ

(2

大KCaGaGeAsScBr

)

如：r(Li)vr(Na)v*K)vr(Rb)vr(Cs)QQQQQQQ

RbSrInSnSbTe1

QQQQQQQ

CsBaTlPbBiPoAt

QQ

FrRa

2、離了

(1)正離子半徑總比相應(yīng)原子半徑小，如：r(Na)>r(Na')

(2)負離子半徑總比相應(yīng)原子半徑大，如：r(Cl)vNC「)

(3)同主族正離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如：HLi+)<r(Na+)<MK-)<MRb+)<HCs+)

(4)同主族負離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如：)<?一)

(5)同周期正離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：z<Na>zXMg2+)>/-(AP+)

(6)同周期負離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：/XN3-)>r(O2-)>/\F-)

【微點撥】同周期：I?(負離子)>r(正離子)，負離子比正離子電子層多一層，如：r(S2)>r(Na

十)

(7)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小，如：NS?—)>r(C「)>NK+)：>4Ca2+)

(8)同一元素不同價態(tài)的離子半徑，價態(tài)越高則離子半徑越小，如：r(Fe)>r(Fe2+)>/<Fe3+)

【微點撥】

①稀有氣體元素的原子半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大，如：r(Ar)>r(CI)

②不同周期、不同主族元素原子半徑大小的比較。先找參照元素，使其建立起同周期、同

主族的關(guān)系，然后進行比較。比較S與F的原子半徑大小，先找O做參照，因為。與

F同周期，r(F)vr(O)；而0與S同主族，r(O)<r(S).所以r(F)vr⑸

工元素的金屬性和非金屬性強弱的判斷方法

1、元素金屬性強弱的判斷方法

(1)金屬性：指金屬元素的原子失去電子能力

【微點撥】比較金屬性的強弱，其實質(zhì)是看元素原子壇電子的難易程度，越易失電子，金

屬性越強

⑵結(jié)構(gòu)比較法：最外層電子數(shù)越少，電子層數(shù)越多，元素金屬性越強

⑶位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數(shù)增加，金屬性減弱；

同主族元素，從上到下，隨原子序數(shù)增加，金屬性增強。金屬性最強的元素

為鈍

(4)根據(jù)元素單質(zhì)及