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元素周期律 元素周期表
【命题趋向】
.《考试大纲》对物质结构、元素周期律方面的要求为：以第 3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； 以I A和口A族为例，掌握同一主H2
〔4〕质子数和核外电子总数均相等的粒子
①Na+、NH4, H3O+ ②Cl、HS ③F、OH、NH2 ④ N2、CO、C2H2
三、元素周期表与原子结构的关系
主族元素的周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数=元素的最高化合价
主族元素的最低负化合价 =-（8-主族序数） 质子数=原子序数=核电荷数
'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。
微粒半径的比较二 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.
' r 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： Li<Na<K<Rb<Cs
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--<Cl--<Br--<I--
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+>Al3+
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>Fe2+>Fe3+
1、 f
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 是相同.
②、存在：离子化合物〔NaCl、NaOH、Na2O2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、Na2O2〕；
化学键
2、
.共价键
分类
分子、原子、离子晶体中。
③、分类： 口
①构成晶体
个
-极性键 .
非极性键
7共价化合物1
vie EMBE
T非金属单质」
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、表示方式：电子式、结构式、结构简式〔后两者适用于共价键〕
•,定义：把分子聚集在一起的作用力
，.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。
分子间相互作用
氢键
定义：分子之间的一种比较强的相互作用。
形成条件：第二周期的吸引电子能力强的 N、O、F与H之间〔NH3、H2O〕
对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。
氢键的形成及表示方式： F-—H •-F--H •-F-—H •-一代表氢键。
O O
H H H H
O
H H
⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍
强；是一种较强的分子间作用力
■定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的 〔正负电荷中心能重合〕 的分子
学习文档仅供参考
。2、H2、C12 等。
举例：《 只含非极性键的多原子分子如： O3、P4等
分子极性 多原子分子：'含极性键的多原子分子假设几何结构对称则为非极性分子
如：CO2、CS2〔直线型〕、CH4、CC14〔正四面体型〕
极性分子：,定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的〔正负电荷中心不能重合〕的。
举例J双原子分子：含极性键的双原子分子如： HC1、NO、CO等
多原子分子：;含极性键的多原子分子假设几何结构不对称则为极性分子 如：NH3（三角锥型）、H2O〔折线型或 V型〕、H2O2
四、化学键与物质类别关系的规律
〔1〕只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如 N2、12、P4、金刚石、晶体硅
〔2〕只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的化合物，如 HC1、NH3、CS2等。
〔3〕既有非极性键又有极性键的物质：如 H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等
〔4〕只含有离子键的物质：活泼金属元素和活泼非金属元素形成的化合物，如 Na2S、NaH等。
〔5〕既有离子键又有非极性键的物质，如 Na2O2、CaC2等。
〔6〕由强极性键构成但又不是强电解质的物质是： HFo
〔7〕只含有共价键而无范德瓦耳斯力的化合物，如：原子晶体 SiO2、SiC等。
〔8〕无化学键的物质：稀有气体，如瀛等。
五、四大晶体
非极性分子
双原子分子：只含非极性键的双原子分子如:
非晶体
固体物质
晶体：
离子晶体
分子晶体
■原子晶体
〔金属晶体
离子晶体:
结构特点
①构成微粒：离子
②微粒之间的相互作用：离子