2010届高三化学一轮复习必备精品：第五章《物质结构_元素周期律

第五章 物质结构 元素周期律

第一讲 原子结构、元素周期律

1．了解原子、离子、元素等概念的含义 2．理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系 3．了解同素异形体的概念及同位素的概念 4．掌握并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号 5.掌握原子结构示意图 高考说明 6.了解相对原子质量的定义 7.掌握有关相对原子质量的计算 8.掌握元素周期律的实质，了解元素周期表的结构及其应用 9．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系 10.以IA和IIA族为例，掌握同一主族元素性质递变规律与原子结构的关系. 1、 原子结构及构成原子的微粒间的关系 2、 原子核外电子排布规律 3、 同位素的概念及平均相对原子质量的计算 4、 常见元素的名称、符号、离子符号、原子结构示意图。 5、 元素周期律 6、 两性氧化物和两性氢氧化物 7、 元素周期表结构 8、 元素性质、结构及在周期表中位置的关系 9、 微粒半径大小的比较 高考化学对原子结构、同位素的考查，经常以重大科技成果为背景，充分突出基础知识与科学研究的统一。主要考点：（1）质子数、中子数、质量数的关系，原子组成的表示：（2）同位素的判断：同位素的相对原子质量与元素相对原子质量的计算；（4）核外电子排布知识运用于元素的推断；（5）微粒半径大小的比较，（6）10e18e的种类及之间的反应。 －－考纲解读 命题预测 关于元素周期律每年必考，题型多以选择题、填空题形式出现。主要考查知识点：元素原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质之间的关系：元素周期表的结构：周期表中元素性质的递变规律及于原子结构的关系 展望今后的题型会稳中有变，仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算、向多方位、多角度、多层次方向发展。

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一、原子的构成

1．原子的构成

⑴原子核：带正电，几乎集中了原子的全部质量，体积只占原子体积的千亿分之一。 ⑵质子：带一个单位正电荷，单位质子和中子的质量基本相同，约为单位电子质量的1836倍。质子数决定了元素的种类。

⑶中子：不带电。中子数与质子数一起决定了同位素的种类。

⑷电子：带一个单位负电荷。电子的排布决定了元素在周期表中的位置。决定元素原子化学性质的电子又称价电子（主族元素的价电子即是其最外层电子）。多数元素原子的化学性质仅由其最外层电子数（价电子数）决定。

2．微粒间数目关系

质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序

原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N） 中性原子：质子数 = 核外电子数

阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 3．原子表达式及其含义

A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数； d 表示微粒中X原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数； ±b 表示微粒中X元素的化合价。 二、原子及原子团

1．原子：是化学变化中的最小微粒。

在化学反应中，核外电子数可变，但原子核不变。

2．原子团：两个或两个以上原子结成的集团，作为一个整体参加化学反应。它可以是中

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性的基（如—CH3），也可以是带正电的阳离子（如NH+ 。 4）或带负电的阴离子（如NO3）

质子(Z个) ——决定元素种类

原子核 ——决定同位素种类

中子(A-Z)个

核外电子(Z个) ——最外层电子数决定元素的化学性质

原子(AZX)

A

Z

±b c±

X d

三、“三素”的比较

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1．元素：具有相同的核电荷数（即质子数）的同类原子的总称 判断不同微粒是否属于同一元素的要点是：单原子核+质子数相同，而不管微粒是处于何种状态（游离态或化合态）或价态（各种可能的负价、0价、各种可能的正价）。

2．核素：人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。换言之，核素是一种具体原子的另一称呼。

3．同位素：具有相同质子数和不同中子数的同种元素的原子，互称同位素。换言之，同一元素的不同核素，互称同位素。

⑴同位素中“同”的含义

是指元素符号、质子数、电子数、电子排布、在周期表中位置相同、原子的化学性质等相同，它们的物质性质略有差异。

⑵同位素的特征

①同一元素的不同同位素原子的化学性质基本相同。

②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种天然同位素原子所占的百分比一般是不变的。

四、相对原子质量、相对分子质量的概念和有关计算

1．（同位素）原子的相对原子质量（精确值）

⑴概念：某元素一个(同位素)原子的质量与一个12C原子的质量的1/12的比值(所以12C原子的相对原子质量恰好为12)。其单位为1，或说没有单位，因为是两个质量的比值。

⑵近似相对原子质量：数值上等于该原子的质量数(质子数和中子数之和)。(近似值) 2．元素的（平均）相对原子质量（平均值）

⑴概念：某元素各种同位素原子的相对原子质量与其原子百分数（原子个数百分比，丰度）乘积的和。元素周期表中的数值就是元素的（平均）相对原子质量。（加权平均）

⑵元素的近似（平均）相对原子质量：某元素的各种同位素原子的质量数与其原子百分数乘积的和。（近似平均值）

3．相对分子质量：组成分子的各原子的相对原子质量的总和。 4．理解。对于有同位素的元素来说

⑴原子的相对原子质量≠原子的质量数≠元素的（近似）相对原子质量。 ⑵只有具体的原子才有质量数，元素没有质量数。

⑶元素的相对原子质量不仅与其各同位素原子的相对原子质量有关，还与其在自然界中所占的原子百分数（丰度）有关

⑷原子百分数（a1%、a2%…）：在自然界中，某元素的某种同位素原子的数目占该元素所有同位素原子总数的百分比。指各种原子的个数百分比或物质的量百分比，而非质量百分比，但两者可通过原子的相对原子质量来换算。

5．有关计算表达式

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原子的相对原子质量

元素的（平均）相对原子质量

1个原子的质量Mi =

112?1个6C的质量12

用质量数代替Mi

M =

a % + M·a%+… ?Mi?ai%= M·

1

1

2

2

?i?1用原子的近似相对原子质量 代替原子的相对原子质量 原子的近似相对原子质量 /元素的近似（平均）相对原子质量 Mi/=质量数=Ai M五、核外电子的运动状态

=M′1·.a1% + M′2·.a2%+……

1．原子结构理论的发展。经历了以下五个发展阶段： ①1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说； ②1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；

③1911年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式模型； ④1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型； ⑤20世纪20年代建立了现代量子力学模型。

2．核外电子运动特征：在很小的空间内作高速运动，没有确定的轨道。 3．电子运动与宏观物体运动的描述方法的区别

描述宏观物质的运动：计算某时刻的位置、画出运动轨迹等。 描述电子的运动：指出它在空间某区域出现的机会的多少。 六．核外电子排布的表示方法

⑴原子结构简（示意）图： 圆圈内数字表示质子数，弧线表示能层（电子层），弧线内数字表示该能层（电子层）中的电子数。如镁原子的原子结构简图为（见右图）：

七、原子结构的特殊性（1~18号元素）

1．原子核中没有中子的原子：1 1H。

2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。

①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C； ③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O； ④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；

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⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。 3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。 4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。 5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。 八、1~20号元素组成的微粒的结构特点

1．常见的等电子体

①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。

②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、NH+ 4、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH- 2等。

③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6

（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2- 2等。

2．等质子数的微粒

分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。

++--+

离子。9个质子：F-、OH-、NH- 2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。

3．等式量的微粒

式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。 九.元素周期律及其实质

1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。

3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 最外层电子数 原子半径 同周期元素（左→右） 逐渐增多（1e—→8e—） 逐渐减小（稀有气体最大） 最高正价：+1→+7； 主要化合价 最低负价 -4 → -1； 最低负价＝主族序数－8 得失电子能力 元素的金属性和非金属性 失能减；得能增。 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最高正价相同； 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 失能增；得能减。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。

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