族:16个(共18个纵行)副族7个:IB-ⅦB
第Ⅷ族1个(3个纵行)
零族(1个)稀有气体元素
二.元素的性质与原子结构
(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:
(金属锂只有一种氧化物)
4Li O2 Li2O 2Na O2 Na2O2
2 Na 2H2O = 2NaOH H2↑ 2K 2H2O = 2KOH H2↑
2R 2 H2O = 2 ROH H2 ↑
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
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。
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Li到Cs的金属性逐渐增强。
(二)卤族元素:
1、原子结构 相似性:最外层电子数相同,都为7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.物理性质的递变性:(从F2到I2)
(1)卤素单质的颜色逐渐加深;(2)密度逐渐增大;(Br2反常)(3)单质的熔、沸点升高
3、化学性质
(1)卤素单质与氢气的反应: X2 + H2 = 2 HX
F2
Cl2
Br2
I2
卤素单质与H2 的剧烈程度:依次增强 ; 生成的氢化物的稳定性:依次增强(HF最稳定)
(2)卤素单质间的置换反应
2NaBr Cl2 =2NaCl Br2 氧化性:Cl2________Br2 ; 还原性:Cl-_____Br-
2NaI Cl2 =2NaCl I2 氧化性:Cl2_______I2 ; 还原性:Cl-_____I-
2NaI Br2 =2NaBr I2 氧化性:Br2_______I2 ; 还原性:Br-______I-
结论: F2 F-
Cl2 Cl-
Br2 Br-
I2 I-
单质的氧化性:从下到上依次增强(F2氧化性最强),对于阴离子的还原性:从上到下依次增强( I-还原性最强)
结论:①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结:递变性:从上到下(从F2到I2),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F2到I2的非金属性逐渐减弱。
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
(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)
(5)在化学上,我们用符号
X来表示一个质量数为A,质子数为Z的具体的X原子。
(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
一.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。
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18个;倒数第三层不超过32个。
二.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:逐渐减小(同周期第0族最大)
3、主要化合价:
每周期最高正化合价:+1 +7(稀有气体0价,F化合物中没有正价)
每周期负化合价:-4 -1
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)2Na 2H2O =2NaOH H2 ↑ (容易) Mg 2 H2O 2Mg(OH)2 H2 ↑(较难)
金属性:Na > Mg
2)Mg 2HCl =MgCl2 H2 ↑ (容易) 2Al 6 HCl = 2AlCl3 3H2 ↑(较难)
金属性:Mg > Al 根据1、2得出: 金属性 Na > Mg > Al
(3)碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性:金属性 Na > Mg > Al
Na Mg Al
金属性逐渐减弱
(4)结论: Si P S Cl
单质与H2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定
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。
Na Mg Al Si P S Cl
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)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,这一规律叫做元素周期律。
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:
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。(两个对角)
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
总结:
元素金属性的判断:
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
元素非金属性的判断:
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
第三节 化学键
一.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NaCl、Na2O、K2S等
(2)强碱:如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
(3)大多数盐:如Na2CO3、BaSO4
(4)铵盐:如NH4Cl
小结:一般含金属元素的物质(化合物)+铵盐。(一般规律)
注意:(1)酸不是离子化合物。
(2)离子键只存在离子化合物中,离子化合物中一定含有离子键。
2、电子式
电子式:在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫电子式。
用电子式表示离子化合物形成过程:
(1)离子须标明电荷数; (2)相同的原子可以合并写,相同的离子要单个写; (3)阴离子要用方括号括起; (4)不能把"→"写成"="; (5)用箭头标明电子转移方向(也可不标)。
二.共价键
1.共价键:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
用电子式表示HCl的形成过程: