原子结构知识点复习课程

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F --

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+>Fe 3+

编排依据 具体表现形式

七

主七

副零

和八 三长三短一不全

1--36号元素电子排布式

氢H ：1s1 氦He：1s2

锂Li ：1s22s1 铍Be：1s22s2

硼 B ：1s22s22p1 碳C ：1s22s22p2

氮N ：1s22s22p3（第一电离能比氧大）氧O ：1s22s22p4

氟 F ：1s22s22p5 氖Ne：1s22s22p6

钠Na：1s22s22p63s1 镁Mg：1s22s22p63s2

铝Al ：1s22s22p63s23p1 硅Si ：1s22s22p63s23p2

磷P ：1s22s22p63s23p3硫S ：1s22s22p63s23p4

氯Cl：1s22s22p63s23p5氩Ar：1s22s22p63s23p6

钾K ：1s22s22p63s23p64s1钙Ca：1s22s22p63s23p64s2

钪Se：1s22s22p63s23p63d14s2钛Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2矾V ：1s22s22p63s23p63d34s2铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1锰Mn：1s22s22p63s23p63d54s2铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2镍Ni：1s22s22p63s23p63d84s2铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2镓Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1亚铁离子1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2

砷As：1s22s22p63s23p63d104s24p3

硒Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4

溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5

氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6

①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应

依据： ⑤原电池反应中正负极

①与H 2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的 非金属性强弱

②最高价氧化物的水化物酸性强弱

金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性

性强弱的判断 ④互相置换反应

①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al ;非金属性，

随荷电荷数的增加而增大，如：Si

规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li

金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I 。

③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在：离子化合物（NaCl 、NaOH 、Na 2O 2等）；离子晶体。

①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。

②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH 、Na 2O 2）；

共价键 分子、原子、离子晶体。 2、分类 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质

③、分类：

如：NH 4+、H 3O +

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

3、键参数 键长

4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）

固体物质

分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间（NH 3、H 2O ）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F -—H ···F -—H ···F -—H ···←代表氢键。

氢键 O O

H H H H

O

H H

离子键 不同原子间

存在 相同原子间 分子的极性 分子的稳定性 分子的空间构型 决定 分子的极性 决定