元素周期表 元素周期律 知識總結(jié)一原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)1元素性質(zhì)的范疇元素的性質(zhì)2. 元素周期表和元素周期律 隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化 、原子最外層電子的周期性變化（元素周期律的本質(zhì)） 元素周期律 、原子半徑的周期性變化 、元素主要化合價的周期性變化 、元素的金屬性與非金屬性的周期性變化編排依據(jù) 、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列； 排列原則 、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行； 、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。七主七副零和八三長三短一不全 、短（一、二、三周期） 周期（7個橫行） 、長（四、五、六周期） 周期表結(jié)構(gòu) 、不完全（第七周期） 、主族（AA共7個） 元素周期表 族（18個縱行） 、副族（BB共7個） 、族（8、9、10縱行） 、零族（稀有氣體） 同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 、核外電子排布 、原子半徑 性質(zhì)遞變 、主要化合價 、金屬性與非金屬性 、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 、最高價氧化物的水化物酸堿性同周期：從左到右（1）元素原子結(jié)構(gòu)： 電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)增多 （2）元素性質(zhì)： 元素的金屬性減弱，非金屬性增強；原子半徑減??；金屬單質(zhì)的還原性減弱，非金屬單質(zhì)的氧化性增強；金屬陽離子的氧化性增強，非金屬陰離子的還原性減弱。同主族：從上到下（1）原子結(jié)構(gòu) （2）元素性質(zhì)最外層電子 原子半徑增大 金屬性增強 金屬陽離子的氧化性減弱數(shù)相同， 非金屬性減弱 電子層數(shù)增多。 金屬單質(zhì)的還原性增強 非金屬陰離子的還原性增強 非金屬單質(zhì)的氧化性減弱 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(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(xué)性質(zhì)卻很相似，如Li和Mg，B和Si等。 “對角線”規(guī)律。(3)“相似”規(guī)律 同族元素性質(zhì)相似；左上右下對角線上元素性質(zhì)相似；同位素的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。二元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系同位同化性，左右遞變，上下相似遞變元素在周期表中位置原子結(jié)構(gòu)元素的性質(zhì)體現(xiàn) 決定反映 決定 反映 推測最外層電子數(shù)主族元素的最高正化合價電子層數(shù)、原子半徑?jīng)Q定得失電子的難易、元素原子的氧化性、還原性強弱 最外層電子數(shù)>4 易得電子，表現(xiàn)非金屬性最外層電子數(shù)<4，易失電子，表現(xiàn)金屬性質(zhì)子數(shù)原子序數(shù)電子層數(shù)周期序數(shù)最外層電子數(shù)主族的族序數(shù)三微粒半徑的比較：1判斷的依據(jù) 電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 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。2 具體規(guī)律：（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：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.（2）同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs（3）同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-（4）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：F-> Na+>Mg2+>Al3+（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Fe>Fe2+>Fe3+四“10電子”、“18電子”的微粒小結(jié)1“10電子”的微粒：分子離子單核NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+雙核HFOH、三核H2ONH2四核NH3H3O+五核CH4NH4+2“18電子”的微粒分子離子單核ArK+、Ca2+、Cl、S2雙核F2、HClHS三核H2S四核PH3、H2O2五核SiH4、CH3F六核N2H4、CH3OH八核CH3CH3注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。五化學(xué)鍵一）、化學(xué)鍵：使離子相結(jié)合或使原子相結(jié)合的作用力叫做化學(xué)鍵。相鄰的（兩個或多個）離子或原子間的強烈的相互作用?！緦Χx的強調(diào)】（1）首先必須相鄰。不相鄰一般就不強烈 （2）只相鄰但不強烈，也不叫化學(xué)鍵 （3）“相互作用”不能說成“相互吸引”（實際既包括吸引又包括排斥）一定要注意“相鄰”和“強烈”。如水分子里氫原子和氧原子之間存在化學(xué)鍵，而兩個氫原子之間及水分子與水分子之間是不存在化學(xué)鍵的。二、形成原因：原子有達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢，是原子體系能量降低。三、類型： 離子鍵 化學(xué)鍵 共價鍵 極性鍵 非極性鍵離子鍵和共價鍵比較化學(xué)鍵類型離子鍵共價鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵成鍵微粒陰、陽離子原子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對形成條件活潑金屬與活潑非金屬aIA、A族的金屬元素與A、A族的非金屬元素。 b金屬陽離子與某些帶電的原子團之間(如Na+與0H、SO42-等)。非金屬元素的原子之間某些不活潑金屬與非金屬之間。形成示例 共用電子對存在離子化合物中非金屬單質(zhì)、共價化合物和部分離子化合物中作用力大小一般陰、陽離子電荷數(shù)越多離子半徑越小作用力越強原子半徑越小，作用力越強與性質(zhì)的關(guān)系離子間越強離子化合物的熔沸點越高。如：MgO>NaCl共價鍵越強（鍵能越大），所形成的共價分子越穩(wěn)定，所形成的原子晶體的熔沸點越高。如穩(wěn)定性：H2O>H2S，熔沸點：金剛石>晶體硅實例NaCl、MgOCl2、HCl、NaOH(O、H之間)非極性鍵和極性鍵 非極性共價鍵極性共價鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成通式及示例AA、A=A、AA，如Cl-Cl、C=C、NNAB、A=B、AB，如H-Cl、C=O、CN成鍵原子電性成鍵原子不顯電性，電中性顯電性，吸引電子能力較強的原子一方相對顯負電性存在某金屬單質(zhì)中，某些共價化合物（如H2O2）中，某些離子化合物（如Na2O2）中共價化合物中，某些離子化合物（如NH4Cl、NaOH）中相互關(guān)系離子化合物和共價化合物項目離子化合物共價化合物概念陰、陽離子間通過離子鍵結(jié)合形成的化合物不同元素的原子間通過共價鍵結(jié)合形成的化合物化合物中的粒子金屬陽離子或NH4+、非金屬陽離子或酸根陰離子沒有分子分子或原子、沒有離子所含化學(xué)鍵離子鍵，還可能有共價鍵只含有共價鍵物質(zhì)類型活潑金屬氧化物（過氧化物、超氧化物）、強堿、大多數(shù)鹽非金屬氧化物、非金屬氫化物、含氧酸、弱堿、少數(shù)鹽大多數(shù)有機物實例MgO、Na2O2、KO2、Ba(OH)2、MgSO4、Kal(SO4)2.12H2OCO2、SiO2、NH3、H2SO4、Al(OH)3、HgCl2、C12H22O11性質(zhì)狀態(tài)通常以晶體形態(tài)存在氣態(tài)、液體或固態(tài)導(dǎo)電性熔融狀態(tài)能導(dǎo)電、易溶物質(zhì)在水溶液里能導(dǎo)電熔融狀態(tài)不導(dǎo)電，易溶物質(zhì)在水溶液里可能導(dǎo)電或不導(dǎo)電類別強電解質(zhì)強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)或非電解質(zhì)熔融時克服的作用離子鍵分子間作用力或共價鍵熔沸點較高較低（如CO2）或很高（如SiO2）（1）當一個化合物中只存在離子鍵時，該化合物是離子化合物（2）當一個化合中同時存在離子鍵和共價鍵時，以離子鍵為主，該化合物也稱為離子化合物（3）只有當化合物中只存在共價鍵時，該化合物才稱為共價化合物。（4）在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素；共價化合物一般只含有非金屬元素（NH4+例外）注意：(1)離子化合物中不一定含金屬元素，如NH4NO3，是離子化合物，但全部由非金屬元素組成。(2)含金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如A1C13、BeCl2等是共價化合物?；瘜W(xué)鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系 化學(xué)鍵的種類實例非金屬單質(zhì)無化學(xué)鍵稀有氣體分子（單原子分子）He、Ne非極性共價鍵O=O、ClCl、HH共價化合物只有極性鍵H2O、CO2既有極性鍵又有非極性鍵H2O2離子化合物只有離子鍵、離子鍵、極性共價鍵離子鍵、非極性共價鍵電子式和結(jié)構(gòu)式的書寫方法一、電子式：1.各種粒子的電子式的書寫：（1）原子的電子式：常把其最外層電子數(shù)用小黑點“·”或小叉“×”來表示。 例如：（2）簡單離子的電子式：簡單陽離子：簡單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子符號表示，如Na+、Li+、Ca2+、Al3+等。簡單陰離子：書寫簡單陰離子的電子式時不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“”括起來，并在右上角標出“n”電荷字樣。例如：氧離子 、氟離子 。 原子團的電子式：書寫原子團的電子式時，不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“”括起來，并在右上角標出“n”或“n+”電荷字樣。例如：銨根離子 、氫氧根離子。 （3）部分化合物的電子式： 離子化合物的電子式表示方法：在離子化合物的形成過程中，活潑的金屬離子失去電子變成金屬陽離子，活潑的非金屬離子得到電子變成非金屬陰離子，然后陰陽離子通過靜電作用結(jié)合成離子鍵，形成離子化合物。所以，離子化合物的電子式是由陽離子和帶中括號的陰離子組成，且簡單的陽離子不帶最外層電子，而陰離子要標明最外層電子多少。如： 。共價化合物的電子式表示方法：在共價化合物中，原子之間是通過共用電子對形成的共價鍵的作用結(jié)合在一起的，所以本身沒有陰陽離子，因此不會出現(xiàn)陰陽離子和中括號。如：2.用電子式表示化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)：（1）用電子式表示離子化合物的形成過程： （2）用電子式表示共價化合物的形成過程： 說明：用電子式表示化合物的形成過程時要注意：（1）反應(yīng)物要用原子的電子式表示，而不是用分子或分子的電子式表示。用彎箭頭表示電子的轉(zhuǎn)移情況，而共價化合物不能標。（2）這種表示化學(xué)鍵形成過程的式子，類似于化學(xué)方程式，因此，它要符合質(zhì)量守恒定律。但是，用于連接反應(yīng)物和生成物的符號，一般用“”而不用“=”。（3）不是所有的離子化合物在形成過程中都有電子的得失，如NH4+與Cl結(jié)合成NH4Cl的過程。二、結(jié)構(gòu)式：將分子中的共用電子對用短線表示，而反映分子中原子的排列順序和結(jié)合方式的式子叫做物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式。單雙三鍵分別用、=、表示。知識點五 化學(xué)鍵與物質(zhì)變化的關(guān)系1. 與化學(xué)變化的關(guān)系化學(xué)反應(yīng)實質(zhì)是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成。任何反應(yīng)都必然發(fā)生化學(xué)鍵的斷裂和形成。2. 與物理變化的關(guān)系發(fā)生物理變化的標志是沒有生成新物質(zhì)可能伴隨著化學(xué)鍵的斷裂，但不會有新化學(xué)鍵的形成。物理變化的發(fā)生也可能沒有化學(xué)鍵的斷裂，只是破壞了分子之間的氫鍵或范德華力如冰的融化和干冰的氣化?；瘜W(xué)鍵分子間作用力概念相鄰的原子間強烈的相互作用物質(zhì)分子間存在的微弱的相互作用能量較大很弱性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)分子間作用力和氫鍵一、 分子間作用力定義：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作用力叫分子間作用力，又稱范德華力.2.主要特征：廣泛呢存在于分子之間。作用力的范圍很小。當分子間距離為分子本身直徑的4-5倍時候，作用力迅速減弱。分子間作用力能量遠遠小于化學(xué)鍵。范德華力無方向性和飽和性。3.分子間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響：（1）分子間作用力越大，克服這種力使物質(zhì)融化或汽化需要的能量越多，物質(zhì)的熔沸點越高。對組成相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點越高。（2）溶質(zhì)與溶劑間的分子作用力越大，溶質(zhì)在該溶劑中的溶解度越大。如：CH4和H2O分子間的作用力很小故CH4在水中的溶解度小。相似相溶規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑；機型溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。二、氫鍵1.定義：某些氫化物的分子之間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用，使它們只能在較高的溫度下才能氣化，這種相互作用叫做氫鍵。常見易形成氫鍵的化合物：H2O、HF、NH3等.2.特點有方向性和飽和性。氫鍵的鍵能比化學(xué)鍵能小，比分子間作用力稍強。因此氫鍵不屬于化學(xué)鍵，其強度比化學(xué)鍵弱得多，又不屬于分子間力（范德華力），但它比分子間作用力稍強。3.氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響（1）分子間氫鍵的形成使物質(zhì)的熔沸點升高。因物質(zhì)熔化或液體氣化時必須要破壞氫鍵。如：H2O比同族H2S的熔沸點高（2）分子間形成的氫鍵對物質(zhì)的水溶性、溶解度等也有影響。如NH3極易溶于水，主要是氨分子與水分子之間已形成氫鍵。（3）水中氫鍵對水的密度的影響：水結(jié)成冰時體積會膨脹，密度減小。