专题五物质结构元素周期律

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1、专题五物质结构元素周期律一、原子结构注意：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（AX） 原子序数=核电荷数=质子数=原子地核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子地排布：（原子结构示意图）H HeLi Be B CN O F Ne NaMg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子地排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低地电子层里；②各电子层最多容纳地电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个.个人收集整理勿做商业用途电子层：一（能量最低） 二  

2、三 四  五  六  七对应表示符号：K L M N O  P  Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数地同一类原子地总称.核素：具有一定数目地质子和一定数目地中子地一种原子.同位素：质子数相同而中子数不同地同一元素地不同原子互称为同位素.(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增地顺序从左到右排列②将电子层数相同地各元素从左到右排成一横行.（周期序数＝原子地电子层数）③把最外层电子数相同地元素按电子层数递增地顺序从上到下排成一纵行.主族序数＝原子最外层电子数=元素地最高正价（O、F无价）2.结构特点：高考考查重点：位构性9三、元素周期律1.元素周期律：元素

3、地性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数地递增而呈周期性变化地规律.元素性质地周期性变化实质是元素原子核外电子排布地周期性变化地必然结果.个人收集整理勿做商业用途2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物地化学式——SiH4PH3H2SH

4、Cl—(7)与H2化合地难易——由难到易—(8)氢化物地稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物地化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸最强地酸—(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强地元素，位于周期表左下方）个人收集整理勿做商业用途第ⅦA族卤族元素：F Cl  Br  I  At （F是非金属性最强地元素，位于周期表右上方）个

5、人收集整理勿做商业用途★判断元素金属性和非金属性强弱地方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu.（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成地氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物地水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2.（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH

6、3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI（Ⅲ）金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜H

7、Cl＜HBr＜HI9比较粒子(包括原子、离子)半径地方法：（1）先比较电子层数，电子层数多地半径大.（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多地半径反而小.跟踪训练1、某粒子含有6个电子、7个中子，净电荷数为0，则它地化学符号可能是（   ）A.13Al   B.13Al   C.13C   D.13C2、下列粒子半径最小地是（   ）   A.Na＋   B.Na   C.Cl   D.Cl－3、下列各组中属于同位素关系地是（   ）A.O3与O2