高中化学：物质结构、元素周期律和周期表

专题二 物质结构、元素周期律和周期表【专题精讲】1、 构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系 ⑴质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量 ⑵原子的核外电子数=核内质子数=核电荷数=原子序数 ⑶阳离子核外电子数=核内质子数－离子的电荷数 ⑷阴离子核外电子数=核内质子数+离子的电荷数2、 几种相对原子质量⑴核素和同位素：具有一定的质子数和中子数的原子称为核素。

具有相同质子数（同一元素）的不同核素之间互称为同位素。

⑵核素的相对原子质量=质量的十二分之一核素的质量C 12（初中化学中定义的元素的相对原子质量实质上就是核素的相对原子质量。

）⑶元素的相对原子质量=∑核素的相对原子质量×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度） ⑷元素的相对原子质量=∑核素的质量数×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度）3、 原子半径、离子半径的大小比较规律⑴同一元素：阴离子半径＞原子半径 原子半径＞阳离子半径（阴离子可理解为穿上了一层棉袄变胖了，阳离子可理解为脱下了一层棉袄）⑵同一主族：原子半径、离子半径（阳离子或阴离子）均随着电子层数的增加而增大。

如：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs （最外层电子数相同，电子层数增加）Li +＜Na +＜K +＜Rb +＜Cs +（最外层电子数相同，电子层数增加） F －＜Cl －＜Br －＜I －（最外层电子数相同，电子层数增加）⑶同一周期：原子半径随着核电荷数的增加而减小。

如：Na ＞Mg ＞Al ＞Si ＞P ＞S ＞Cl（电子层数相同，核电荷数、最外层电子数增加，原子核和核外电子之间的静电作用增强，半径减小）⑷电子层数相同的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减小。

如：S 2－＞Cl －＞K +＞Ca 2+Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －。

⑸同一元素的不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。

如Fe ＞Fe 2+＞ Fe 3+；H －＞H ＞H +4、 原子结构与元素周期表的关系⑴电子层数=周期数（电子层数决定周期数）⑵最外层电子数=主族的族序数=元素的最高正化合价=主族元素的价电子数 ⑶核内质子数=原子序数=原子的核外电子数（质子数决定元素的种类） ⑷负价绝对值=8－主族数（ⅣA~ⅦA ）⑸同主族中原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱性越强，其阳离子的氧化性越弱，在电解池中越不容易被还原；反之，也成立。

⑹同周期中原子半径越小，原子核与核外电子的作用越强，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物相应的水化物的酸性越强，其阴离子的还原性越弱。

5、元素周期表中位置、结构、性质的规律⑴从元素周期表归纳电子排布规律①最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素②最外层由一个或两个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也有可能是副族元素或氦③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期④某元素的阴离子最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第三周期。

⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。

⑵从元素周期表归纳元素化合价的规律①主族元素的最高正化合价数等于族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价。

非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子。

②主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族元素依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA③非金属元素的正价一般相差为2，如氯元素的正化合价有+7、+5、+3、+1、等。

⑶从元素周期表归纳元素形成单质的状态，形成晶体的类型①非金属最多的周期为第二周期（B、C、N2、O2、O3、F2），非金属最多的主族为卤族元素（F2、Cl2、Br2、I2、At2，只有非金属单质而无金属单质。

）②常温下呈现气态的单质为：H2、O2、N2、F2、Cl2、O3、He、Ne、Ar、Kr、Xe等。

③单质的晶体类型主要有：金属晶体（分布于周期表的左下方），原子晶体分布在分界线附近（C、Si、B等），分子晶体分布在右上方（N2、O2、O3、F2、He、Ne、Ar、Kr、Xe等）6、化学键与物质类别的关系⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质。

如：I2、O2、N2、P4、金刚石等。

⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同种非金属元素构成的共价化合物。

如：HCl、H2O、NH3、CO2等。

⑶既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、C6H6、CH3CH2Cl等⑷只含有离子键的物质：活泼金属与活泼非金属形成的化合物，如：NaCl、KF、MgO、CaBr2⑸既有离子键又有非极性键的物质，如：Na2O2、CaS X、CaC2、FeS2⑹由离子键共价键配位键共同构成的物质，如NH4Cl。

⑺只含有共价健而无范德华力的化合物，原子晶体的化合物：SiO2、SiC等⑻无化学键的物质：稀有气体，如氦、氖、氩等7、物质熔沸点高低比较规律⑴首先确定晶体类型，不同类型的熔沸点高低顺序是：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体⑵原子晶体之间比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，键长越短、键能越大，其晶体的熔沸点越高。

如金刚石＞碳化硅＞晶体硅⑶离子晶体之间比较离子键的强弱。

一般地说，阴阳离子的电荷越多，离子半径越小，则离子键的作用越强，其熔沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl⑷分子晶体之间比较分子间作用力的大小：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，，分子件作用力越大，分子的熔沸点越高。

⑸金属晶体之间比较金属键的强弱：金属离子半径越小，阳离子电荷越多，其金属键越强，金属的熔沸点就越高。

⑹元素周期表中ⅦA族卤素的单质（分子晶体）熔沸点随原子序数的增加而升高，ⅠA碱金属元素单质（金属晶体）的熔沸点随原子序数的递增而降低。

8、共价键的极性与分子的极性的关系⑴共价键包括极性键共价键和非极性键共价键。

化学键有无极性，是指共用电子对是否发生偏移；⑵共价键形成的分子分为极性分子和非极性分子，分子的极性既要看组成分子的化学键的极性，还要看分子中电荷分布是否均匀对称。

①单原子分子：分子中不存在化学键故没有极性分子与非极性分子之分。

②双原子分子：若含极性键就是极性分子，如HCl、HF；若含非极性键，就是非极性分子，如O2、H2；③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各化学键在空间的排列位置决定分子的极性。

若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如CO2、CS2、BF3、CCl4等。

若分子中电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。

9、金属性、非金属性强弱的比较⑴金属性强弱的比较①根据原子结构：原子半径越大，电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强；反之越弱②根据元素在周期表中的位置和同周期同主族元素的变化规律③根据金属活动顺序表判断：金属活动性越强，金属性越强④根据实验A、与水或酸反应置换氢的难易程度，越易置换出氢气的元素金属性越强B、最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，碱性越强者金属性越强C、根据原电池中的电极类别判断：负极是更活泼的金属D、根据置换反应：极活泼的金属与水生成氢气、中等活泼金属与酸生成氢气，活泼金属从盐溶液中置换出较不活泼的金属。

⑵非金属性强弱的比较（与金属性的比较类似）①根据原子结构：原子半径越小，电子层数越少，最外层电子数越多，非金属性越强；反之越弱。

②根据同周期、同主族元素性质的递变规律③根据实验A、与氢气化合的难易、反应速率的快慢、生成的气态氢化物的稳定性B、最高价氧化物对应的水化物酸性强弱，酸性越强非金属性越强C、非金属之间的置换【对话高考】【例1】（2004年，全国理综，8）2003年，IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素的符号为Ds，以纪念该元素的发现地（Darmstadt，德国）。

下列关于Ds的说法不正确．．．的是A．Ds原子的电子层数为7B．Ds是超铀元素C．Ds原子的质量数为110D．Ds为金属元素【例2】（2003年，全国理综，15）根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确．．．的是A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等C．L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D．M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等【例3】（2003·春·11）短周期的三种元素分别为X、Y和Z，已知X元素的原子最外层只有一个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层的电子总数的一半，Z元素原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个。

则这三种元素所组成的化合物的分子式不可能．．．是A．X2YZ4B．XYZ3C．X3YZ4D．X4Y2Z7【例4】（2004，江苏化学，22）(6分)1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。

等电子体的结构相似、物理性质相近。

（1）根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：和；和。

（2）此后，等电子原理又有所发展。

例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。

在短周期元素组成的物质中，与NO2—互为等电子体的分子有：、。

【例5】（2002·上海化学·25）制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境的温度降低，达到制冷的目的。

人们曾采用过乙醚、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就易燃烧。

于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。

根据现有的知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：（1）氢化物的易燃性：第二周期＞＞H2O＞HF；第三周期SiH4＞PH3＞＞（2）化合物的毒性：(用＞或＜填空＝PH3＞NH3H2S H2O；CS2CO2CCl4＞CF4（3）已知CCl4的沸点为76.8℃。

CF4的沸点为－128℃。

新制冷剂的沸点介于其间。

经过较长时间的反复试验，一种新的制冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其它类似的还可以是。

（4）然而这种制冷剂造成了当今的某种环境问题是。

但求助于周期表中元素及化合物的变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。

（填写字母，多选扣分）①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色A．①②③B．②④⑤C．②③④【例6】（2004，上海化学，10）下列说法中正确的是（）A．晶体中分子间作用力越大，分子越稳定B．原子晶体中共价键越强，熔点越高C．冰熔化时水分子中共价键发生断裂D．氯化钠熔化时离子键未被破坏【例7】(2003·上海·25)下表是元素周期表部分。