知识点总结化学物质结构
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第一章物质结构元素周期律
一、原子结构
1、原子A ZX中，质子有Z 个，中子有A-Z 个，核外电子有Z 个。
2、质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）
原子中：原子序数= 核电荷数= 质子数= 核外电子数
阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数+ 离子电荷数
阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数- 离子电荷数
3、电子层划分
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
符号K L M N O P Q
离核距离近远
能量高低低高
4、核外电子排布规律（一低四不超）
（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是2n2 个(n表示电子层)
（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称核电荷数决定元素种类
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子之间的互称。例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）
同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等
6、粒子半径大小的比较
（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+
（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。例：Li
（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。例：Fe3+ （5）电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。例：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同主族元素O2比较，因Al3+< O2，且O2< S2-,故Al3+< S2- 二、元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 周期名称周期别名元素总数规律 具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。 7个横行 7个周期第1周期 短周期 2 电子层数== 周期数 （第7周期排满是第118号元素） 第2周期8 第3周期8 第4周期 长周期18 第5周期18 第6周期32 第7周期不完全周期26（目前） 族名类名核外最外层电子数规律 周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族 7个主族 7个副族 0族 第Ⅷ族 主族第ⅠA族H和碱金属 1 主族数== 最外层电子数 第ⅡA族碱土金属 2 第ⅢA族 3 第ⅣA族碳族元素 4 第ⅤA族氮族元素 5 第ⅥA族氧族元素 6 第ⅦA族卤族元素7 0族稀有气体2或8 副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、 第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族 2、元素周期表中元素性质递变规律 同周期（从左到右）同主族（从上到下） 原子半径大小 小大 电子层结构电子层数相同，最外层电子增多最外层电子相同，电子层数增多 失电子能力 得电子能力逐渐减小 逐渐增大逐渐增大 逐渐减小 金属性 非金属性逐渐减弱 逐渐增强逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价最高正价+1 +7 最高正价=族序数 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 非金属元素气态氢 化物及稳定性形成：难易 稳定性：弱强 形成：易难 稳定性：强弱 3、碱金属元素 （1）碱金属的原子结构示意图：Li 钠钾 铷铯 （2）碱金属元素最外层电子都是1，这些元素的化合价都是+1价，从锂到铯，核电荷数依次增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱。（3）碱金属单质除铯略带金属光泽外其余均呈银白色，密度小，熔点低，硬度较小，导电性和导热性良好。 （4）从锂到铯：原子半径Li （5）书写以下方程式 锂与氧气：4Li＋O2 2Li2O 钠与氧气：2Na+O2 Na2O2 钠与水：2Na+2H2O 2NaOH+H2 钾与水：2K+2H2O 2KOH+H2 3、卤族元素 （1）卤素原子结构示意图：F ，Cl ，Br I （2）卤族元素最外层电子数都是7，这些元素的最低化合价均为-1价，从F到Cl，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。 （3）从F到I，随着原子序数的递增，单质的颜色逐渐变深，状态由气态到液态到固态，熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大。 （4）书写以下方程式 F2+H2 2HF，Cl2+H2 2HCl Br2＋H2 2HBr I2＋H2 2HI （5）填颜色 H2O C Cl4 Br2 橙橙红 I2 褐紫红 （6）从F到I，原子半径F