原子结构元素周期律知识总结.doc

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1、原子结构元素周期律知识总结一、原子结构1．几个量的关系(X)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；3．核外电子排布规律(1).核外电子是由里向外，分层排布的。(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。(3).以上几点互相联系。二、元素周期律和周期表1．几个量的关系周期数=电

2、子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数

3、最高正价

4、+

5、负价

6、=8O、F无最高正价，金属无负价2．周期表中部分规律总结(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第

7、ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。本质：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。（1）、半径（除稀有气体外）同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。5、确定元素在周期表中位置的常用方法（1）、结构简图法本方法常用于原子序数小于20号元素或已知某微粒的核外电子排

8、布。其步骤为：原子序数→原子结构简图→电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数（2）、区间定位法对于原子序数较大，若用结构简图法，较复杂且易出错，可采用区间定位法。其原理是：首先，要牢记各周期对应的零族元素的原子序数：周期数一二三四五六七零族元素原子序数21018365486118其次，要熟悉周期表中每个纵行对应的族的序数。族ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0族纵行12345678-101112131415161718比大小，定周期。比较该元素的原子序数与零族元素的序数大小，找出与其相邻近的零族元素，那么，该元素就和序数大的零族元素处于同一周期。6、金属性和非金属

9、性a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素的金属性判断a.单质与水或酸反应置换氢的难易b.最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱c.单质的还原性的强弱非金属性强弱判断a.单质与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性b.最高价氧化物的水化物（酸）的酸性强弱c.单质的氧化性的强弱7、“10电子”、“18电子”的微粒小结　 　分子　　离子　　一核10电子的　　Ne　　N3-、O2-、F-、Na+、Mg2＋、Al3＋　　二核10电子的　　HF　　　　OH-　　　　三核10电子的　　H2O

10、　　NH2-　　四核10电子的　　NH3　　H3O+　　五核10电子的　　CH4　　NH4+　　　 　分子　　离子　　一核18电子的　　Ar　　K+、Ca2+、Cl-、S2-　　二核18电子的　　F2、HCl　　HS-、O22-　　三核18电子的　　H2S　　　 　四核18电子的　　PH3、H2O2、　　 　相关反应　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　NH4+＋OH-===NH3＋H2O　　NH3＋H3O+===NH4+＋H2O　　H3O+＋OH-===2H2O