嘉祥高一化学
第一章
系列之知识清单
物质结构元素周期表
第一节元素周期表
一、周期表
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
1、 依据
横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列
2、 结构
周期序数=核外电子层数
主族序数=最外层电子数
广短周期（第1、2、3周期）
'周期：7个（共七个横行）I
周期表彳
I长周期（第4、5、6、7周期）
［主族7个：I A- VnA 族:16个（共18个纵行）副族7个：IB- W B 第忸族1个（3个纵行）
'?零族（1个）稀有气体元素
过渡元素
二?元素的性质和原子结构
（一）碱金属元素：
1、 原子结构「相似性：最外层电子数相同，都为 1个
.递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
2、 物理性质的相似性和递变性：
（1） 相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。 （2） 递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（ K反常）
②熔点、沸点逐渐降低
结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、 化学性质
（1） 相似性：
点燃
占燃
4Li + 02 Li 2θ 2Na + O2 Na2O2
= 2K0H + H 2↑
2 Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2K + 2出0 2R + 2 出0 = 2 ROH + H 2
↑
产物中，碱金属元素的化合价都为+1价。 结论：碱金属元素原子的最外层上都只有
1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2） 递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈
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结论： ①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
注：金属性强弱的判断依据：
① 与水或酸反应越容易，金属性越强；
② 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。 ③ 置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 ④ 离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强
总结：递变性：从上到下（从 Li到Cs）,随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，
原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从 金属性逐渐增强。 （二）卤族元素：
Li到CS的
1、 原子结构I相似性：最外层电子数相同，都为 2、 物理性质的递变性：（从F 2到I 2） （1）卤素单质的颜色逐渐加深；
3、 化学性质
（1） 卤素单质与氢气的反应：
7个
I递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
（2）密度逐渐增大；（3）单质的熔、沸点升高
X 2 + H2 = 2 HX
F;、Ckh ： b 針
卤素单质与H2的剧烈程度：依次减弱 ； （2） 卤素单质间的置换反应
生成的氢化物的稳定性：依次减弱
2NaBr+Cl 2 = 2NaCl + Br 2 2NaI +Cl 2 = 2NaCl + ∣2 2NaI +Br 2 = 2NaBr + 12
氧化性： C∣2 氧化性: C∣2 氧化性：
Br 2 ； 还原性: Cl Br I-
Br2
∣2 ； ∣2 ；
还原性: CI- 还原性： Br —
內、卩如 Bi^2'【2 .
单质的氧化性：依次减弱，对于阴离子的还原性：依次增强
结论： ①非金属性逐渐增弱②原子结构的递变性导致化学
性质的递变性。
注：非金属性的强弱的判断依据： ① 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
② 与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 ③ 置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 ④ 离子的还原性越弱，非金属性越强
总结：递变性：从上到下（从 F到∣2）,随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，
原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。所以从 非金属性逐渐减弱。
总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐 减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。 三. 核素
F到∣2的
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(一) 原子的构成：
(1) 原子的质量主要集中在原子核上。 (2) 质子和中子的相对质量都近似为 1,电子的质量可忽略。
(3) 原子序数
= 核电核数 = 质子数 = 核外电子数
(4)
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
($)在化学上，我们用符号 AX来表示一个质量数为 A ,质子数为Z的具体的X原子。 了中子 N个=(A-Z)个
原子核：质子Z个 核外电子 Z个
(二) 核素
核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。
(1) 两 同：质子数相同、同一元素 (2) 两不同：中子数不同、质量数不同 (3)
属于同一种元素的不同种原子
第二节元素周期律
原子核外电子的排布
1.
在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
电子层数S)I 2
3 4 5 6
7
符号 KLMNOPQ
能量大小： K 2、 核外电子的排布规律 (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，依次排布。 (能量最低原理)。 (2) 各电子层最多容纳的电子数是 2n2 (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);次外层电子数目不超过 倒数第三层不超过 32个。 .元素周期律： 1、 核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从 1 -------------- 8 (K层由1- 2) 2、 原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐增大 3、 主要化合价： 每周期最高正化合价：+1 ---------- ? +7 每周期负化合价：一4 ----------- ? -1 第3页共12页 个; 18 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： (1)2 Na + 2H2O = 2NaOH + H 2 ↑ Mg + 2 H 2O 2Mg(OH) 2 + H2 ↑(较难) (容易) 金属性：Na > Mg 2) Mg + 2HCl = MgCI 2 + H2 ↑ 2AI + 6 HCI = 2AICI 3 +3H2 ↑(较难) 金属性：Mg > AI 俗易) 根据1、2得出： 金属性 Na > Mg > AI (3) 碱性 NaOH > Mg(OH) 2> AI(OH) 3 金属性：金属性 Na > Mg > AI Na Mg Al 丁 金属性逐渐减弱 (4) 结论： Si P S CI 单质与H 2的反应越来越容易 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 故：非金属性逐渐增强。 生成的氢化物越来越稳定 Na Mg AI Si P S CI --------------------------------------- ? 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 (5) 素周期律。 随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的 变化规律，这一规律叫做元 总结:元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。 实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是: 元索金理性和非盘雇性的遂養 II A InA IVA V A VIA VnA TrISi S AS B Sb T? PD At 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. 金属性最强的在周期表的左下角是， Cs;非金属性最强的在周期表的右上角，是 F。 第4页共12页 3?元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 ① 元素的最高正价等于主族序数。特： F无正价，非金属除 H外不能形成简单离子。 ② 主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于 8. 4 ?元素周期表和元素周期律应用 ① 在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。 ② 半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。 ③ 在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 5.元素周期表中元素性质的递变规律 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层排布 电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最咼正价(+ 1 → + 7) 非金属负最咼正价==族序数 非金属负价==一(8 —价==一(8—族 序数) 族 序数) 最高氧化物的 酸性 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱 对应水化物的 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强 碱性 非金属气态氢 形成由难→易 形成由易→难 化物的形成难易、稳 稳定性逐渐增强 稳定性逐渐减弱 定性 第三节化学键 离子键 1 .离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。 相互作用：静电作用(包含吸引和排斥) 注：(1)成键微粒： 阴阳离子间 (2) 成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 (3) 成键原因：电子得失 (4) 形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像 NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。 (1) 活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如Na20、K2S等 (2) 强碱：如 NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2 等 (3) 大多数盐：如 Na2CO3、BaSO4 第5页共12页 NaCl、
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