知识点记忆之——物质结构元素周期律
1、构成原子或离子的微粒间的数量关系
①原子中:质子数(Z)=核电荷数=核外电子数。
②质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
③阳离子的核外电子数=质子数-阳离子所带电荷数。如Mg2+的核外电子数是10。
④阴离子的核外电子数=质子数+阴离子所带电荷数。如Cl-的核外电子数是18。
2、核素与同位素
(1)现行元素周期表已发现的元素有118种,由于同位素的存在,故核素的种数远大于118种。
(2)不同核素可能具有相同的质子数,如21H、31H;也可能具有相同的中子数,如146C、168O;也可能具有相同的质量数,如116C、117N。
(3)一种元素可以有多种核素,也可能只有一种核素。
(4)同位素之间的转化,既不是物理变化也不是化学变化,是核反应。
(5)同位素是指同一元素的不同“原子”间的关系,同素异形体是指同一元素的不同“单质”间的关系。
(6)同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢分子有六种:H2、D2、T2、HD、HT、DT。同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有:H2O(普通的水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。H、D、T与16O、17O、18O可形成3×6=18种水分子,相对分子质量不同。它们的物理性质(如密度)有所不同,但化学性质几乎完全相同。
3、短周期元素原子核外电子排布的特征
最外层电子数等于次外层电子数―→Ar、Be
电子层数与最外层电子数相等―→Al、Be
最外层电子数是内层电子总数的一半―→P、Li
次外层电子数是最外层电子数的2倍―→Si、Li
电子层数是最外层电子数的2倍―→Li
最外层电子数是电子层数的2倍―→S、C
最外层电子数是次外层电子数的2倍―→C
最外层电子数是次外层电子数的3倍―→O
最外层电子数是次外层电子数的4倍―→Ne
4、寻找“10电子”粒子和“18电子”粒子的方法
(1)“10电子”粒子
(2)“18电子”粒子
CH3—CH3、H2N—NH2、HO—OH、F—F、F—CH3、CH3—OH……
5、元素周期表中的规律
(1)同构规律
稀有气体元素与同周期非金属元素的阴离子、下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构。
(2)同周期序数差规律
①短周期元素原子序数差=族序数差。
②两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差。
③两元素分布在过渡元素两侧时,第四或五周期元素原子序数差=族序数差+10;第六周期元素原子序数差=族序数差+24。
如第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差,第四、五周期的都为11,第六周期为25。
(3)同主族序数差规律
①第ⅠA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。
②第ⅡA族和0族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、32。
6、主族元素性质的变化规律
项目 | 同周期(左→右) | 同主族(上→下) | |
原子结构 | 核电荷数 | 逐渐增大 | 逐渐增大 |
电子层数 | 相同 | 逐渐增多 | |
原子半径 | 逐渐减小 | 逐渐增大 | |
离子半径 | 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子) > r(阳离子) | 逐渐增大 | |
性 质 | 化合价 | 最高正化合价由+1→+7(O、F除外) 最低负化合价=-(8-主族序数) | 相同,最高正化合价=主族序数(O、F除外) |
元素的金属性和非金属性 | 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 | 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 | |
离子的氧化性、还原性 | 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 | 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 | |
气态氢化物稳定性 | 逐渐增强 | 逐渐减弱 | |
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 | 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 | 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 |
7、金属性、非金属性强弱比较
金属性比较 | 本质 | 原子越易失电子,金属性越强(与原子失电子数目无关) |
判断方法 | ①在金属活动性顺序表中越靠前,金属性越强 | |
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 | ||
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱,金属性越强 | ||
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强 | ||
⑤若Xn++Y―→X+Ym+,则Y比X的金属性强 | ||
⑥元素在周期表中的位置:左边或下方元素的金属性强 | ||
非金属性比较 | 本质 | 原子越易得电子,非金属性越强(与原子得电子数目无关) |
判断方法 | ①与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 | |
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,非金属性越强 | ||
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强 | ||
④元素在周期表中的位置:右边或上方元素的非金属性强 |
8、微粒半径的大小比较方法
9、主族元素性质的特殊性
氢 | 质量最轻的元素,其单质可以填充气球 |
碳 | 形成化合物最多的元素;可形成自然界硬度最大的物质;气态氢化物中含氢质量分数最大的元素 |
氮 | 空气中含量最多的元素;气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 |
氧 | 地壳中含量最多的元素;气态氢化物的沸点最高的元素;氢化物在通常状况下呈液态的元素 |
氟 | 最活泼的非金属元素;无正价的元素;无含氧酸的非金属元素;无氧酸可腐蚀玻璃的元素;气态氢化物最稳定的元素;阴离子的还原性最弱的元素 |
钠 | 短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素,最高价氧化物的水化物碱性最强的元素;短周期主族元素中原子半径最大的元素;与氧气在加热条件下反应生成过氧化物(Na2O2)的元素;焰色反应为黄色的元素 |
铝 | 地壳中含量最多的金属元素;最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应 |
硅 | 良好的半导体材料,地壳中含量第二的元素,能跟强碱溶液反应,还能被氢氟酸溶解 |
硫 | 淡黄色晶体,它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应 |
氯 | 短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素 |
10、离子键与共价键的比较
项目 | 离子键 | 共价键 |
成键粒子 | 阴、阳离子 | 原子 |
成键方式 | 得失电子形成阴、阳离子 | 形成共用电子对 |
成键条件 | 活泼金属元素与活泼非金属元素 | 一般在非金属原子之间 |
作用力实质 | 静电作用 | |
存在实例 | 存在于离子化合物中,如 NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 | (1)非金属单质,如H2、O2等; (2)共价化合物,如HCl、CO2、CH4等; (3)某些离子化合物,如NaOH、Na2O2等 |
(1)化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成,只有化学键的断裂,不一定是化学变化,如熔融NaCl。
(2)物质中不一定都存在化学键,如He等稀有气体分子。
(3)非金属元素的两个原子之间能形成共价键,但多个非金属元素原子间也可能形成离子键,如NH4Cl。
(4)离子键存在于强碱、绝大多数盐(包括铵盐)、活泼金属氧化物、过氧化物等离子化合物中。
11、电子式书写常见的6大误区
12、化学键与物质的类别之间的关系
(1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物,如SiO2、HCl、CH4等。
(2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质,如Cl2、P4、金刚石等。
(3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成,如H2O2、C2H4等。
(4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物,如Na2S、CaCl2、NaCl等。
(5)既有离子键又有极性共价键的物质,如NaOH、K2SO4等;既有离子键又有非极性共价键的物质,如Na2O2等。
(6)仅由非金属元素形成的离子化合物,如NH4Cl、NH4NO3等。
(7)金属元素和非金属元素间可能存在共价键,如AlCl3等。
13、化学键对物质性质的影响
(1)对物理性质的影响
金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高,就是因为其中的共价键很强,破坏时需消耗很多的能量。NaCl等部分离子化合物中也有很强的离子键,故其熔点也较高。
(2)对化学性质的影响
N2分子中有很强的共价键,故在通常状况下,N2很稳定,H2S、HI等分子中的共价键较弱,故它们受热时易分解。
14、分子间作用力、氢键对物质物理性质的影响
(1)分子间作用力大小对物理性质的影响
分子间作用力越大,其熔、沸点越高。如分子间作用力:CH4<SiH4,所以其沸点:CH4<SiH4。
(2)氢键对物理性质的影响
①存在氢键的物质,其熔、沸点明显高于同族同类物质。如H2O的熔、沸点高于H2S。
②氨极易液化,是因为NH3分子间存在氢键;NH3极易溶于水,也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。
③水结冰时体积膨胀、密度减小,是因为结冰时形成了氢键。
15、离子化合物、共价化合物的判断方法