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高中化学：物质结构元素周期律知识点

一.原子结构

1.原子核的构成

核电荷数(Z)==核内质子数==核外电子数==原子序数

2.质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）==近似原子量

3.原子构成

4.表示方法

二.元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系

1.区别

2.联系

【名师点睛】

(1)在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。

(2)同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。

(3)自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。

三.“10电子”、“18电子”的微粒小结

1.“10电子”微粒

2.“18电子”微粒

四.元素周期表的结构

1.周期

2.族

3.过渡元素

元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。

特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：

(1)第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；

(2)第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。

五.元素周期表的应用

1.元素周期表在元素推断中的应用

(1)利用元素的位置与原子结构的关系推断。

等式一：周期序数＝电子层数；

等式二：主族序数＝最外层电子数；

等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

(2)利用短周期中族序数与周期数的关系推断。

(3)定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断

具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为

则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。

2.元素原子序数差的确定方法

(1)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。

(2)同主族相邻两元素原子序数的差值情况。

①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。

②若为ⅢA族至0族元素，则原子序数的差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。

3．启发人们在一定区域内寻找新物质

(1)半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。

(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。

(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

六.?元素周期律

1．定义

元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

2．实质

元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

3．具体表现形式

1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。

2.金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。

3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

4．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用

①?在周期表中寻找新的农药。

②?在周期表中寻找半导体材料。

③?在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

七.元素金属性、非金属性强弱判断依据

1.元素金属性强弱判断依据

⑴根据常见金属活动性顺序表判断

金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。

需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性Sn﹥Pb，元素的金属性是Sn﹤Pb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。

⑵根据元素周期表和元素周期律判断

同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na﹥Mg﹥Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属Ⅳ主族，Sn在Pb的上方，所以金属性Sn﹥Pb。

⑶根据物质之间的置换反应判断

通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe+Cu2+?===Fe2+?+Cu说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn+Fe2+?===Zn2+?+Fe说明金属性Zn﹥Fe，但Cu+2Fe3+?===Cu2+?+2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu。

⑷根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈

反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na﹥Mg﹥Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而