第一部分基本概念和基本理論
學法指導
物質結構和元素週期律是中學化學教材中重要的基礎理論。
通過對本章的學習，能夠對以前學過的知識進行概括、綜合，實現由感性認識上公升到理性認識的飛躍；同時也能以物質結構、元素週期律為理論指導，來探索、研究以後將要學習的化學知識。
本章學習重點是核外電子的排布規律；元素週期律的實質和元素週期表的結構；元素性質、原子結構和該元素在週期表中的位置三者之間的關係；離子鍵和共價鍵。
一、原子結構
原子結構和同位素的考點，常以重大科技成果為題材，寓教於考，突出教育性與實踐性。近幾年的命題主要體現在以下方面：
1．關於原子的組成及各粒子的關係；
2．分子、原子、離子核外電子數的比較；
3．粒子半徑大小比較。
試題大多以選擇題形式出現，模式也較為穩定。由於原子結構的發現源於物理學中α粒子的運動實驗，無疑，原子結構成了理化學科間綜合的素材。預計這一知識會成為「3+x」綜合測試命題的依據。
1． 原子的組成和三種微粒間的關係
a x的含義：代表乙個質量數為a、質子數為z的原子。
質量數(a)；質子數(z)+中子數(n)。
核電荷數：元素的原子序數；質子數：核外電子數。
2．電子雲
(1)核外電子運動的特點：①質量很小，帶負電荷；②運動的空間範圍小(直徑約為10-10 m)；③高速運動。
(2)電子雲的概念：原子核外電子繞核高速運動是沒有確定的軌道的，就好像一團「帶負電荷的雲霧」籠罩在原子核周圍，這種「帶負電荷的雲霧」稱之為電子雲。電子雲密集(單位體積內小黑點多)的地方，電子出現的機會多；反之，電子雲稀疏(單位體積內小黑點少)的地方，電子出現的機會少。
3．電子層的表示方法
4．原子核外電子分層排布的一般規律
在含有多個電子的原子裡，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規律是：
(1)核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然後由里向外，依次排布在能量逐步公升高的電子層(能量最低原理)。
(2)原子核外各電子層最多容納2n2個電子。
(3)原子最外層電子數目不能超過8個(k層為最外層時不能超過2個電子)。
(4)次外層電子數目不能超過18個(k層為次外層時不能超過2個)，倒數第三層電子數目不能超過32個。
5．會用結構示意圖表示原子或離子結構
(1)原子中：核電荷數：核外電子數，如下圖(甲)所示結構示意圖。
(2)陽離子：核電荷數》核外電子數，如下圖(乙)所示結構示意圖。
(3)陰離子：核電荷數《核外電子數，如下圖(丙)所示結構示意圖。
6．元素的性質與元素的原子核外電子排布的關係
(1)稀有氣體的不活潑性：稀有氣體元素的原子最外層有8個電子(氦是2個電子)，處於穩定結構，因此化學性質穩定，一般不跟其他物質發生化學反應。
(2)非金屬性與金屬性(一般規律)：
知識拾零
1．核外有10個電子的微粒：
(1)分子：ne、hf、h20、nh3、ch4。
(2)陽離子：mg2+、na+、al3+、nh4+、h30+
(3)陰離子：n3-、o2-、f-、oh-、nh2-。
2．前18號元素的原子結構的特殊性
(1)原子核中無中子的原子1 h
(2)最外層有1個電子的元素：h、li、na
(3)最外層有2個電子的元素：be、mg、he
(4)最外層電子數等於次外層電子數的元素：be、al。
(5)最外層電子數是次外層電子數2倍的元素：c；是次外層電子數3倍的元素：o；是次外層電子數4倍的元素：ne。
(6)電子層數與最外層電子數相等的元素：h、be、a1。·
(7)電子總數為最外層電子數2倍的元素：be。
(8)次外層電子數是最外層電子數2倍的元素：s ：
(9)內層電子數是最外層電子數2倍的元素：li、p
掌握了上述一些結構特點及規律可以迅速推斷元素及其原子序數等。 ，
二、 元素週期律
基礎知識歸納
1、元素性質呈週期性變化
以第三週期為例說明
隨原子序數的遞增、元素原子的最外層電子排布呈週期性變化。[核外電子層數相同的原子，隨原子序數的遞增、最外層電子數由1遞增到8]。
隨原子序數的遞增，元素的原子半徑發生週期性的變化。[核外電子層數相同的原子，
隨原子序數的遞增、原子半徑遞減（稀有氣體突增）]。
元素的化合價隨著原子序數的遞增而起著週期性變化。
[主要化合價：正價+1→+7；負價－4→－1，稀有氣體為零價]。
元素週期律
元素的性質隨著原子序數的遞增而呈週期性的變化，這個規律叫做元素週期律。
說明：元素性質的週期性變化是元素原子的核外電子排布的週期性變化的必然結果。
週期性變化不是機械重複，而是在不同層次上的重複。稀有氣體原子半徑突然變大是同稀有氣體原子半徑測量方法與其它原子半徑的測量方法不同。o、f沒有正化合價是因為它們非金屬性強。
例題下列各組元素中，按原子半徑依次增大順序排列的是：
a、na、 mg、 al b、cl、 s、 p c、be、n、 f d、cl、 br、 i
解析：na、mg、al核外電子層數相同，核電荷數依次增大，原子半徑依次減小，所以a錯誤則b正確，be、n、f無規律比較，最外層電子數相同時隨核外電子層數的增大、原子半徑依次增大，所以d正確。
答案：b、d。
2、 幾種量的關係
(1)最外層電子數=最高正化合價
(2)|最低負化合價|+最高正化合價=8
例2、元素r的最**含氧酸的化學式為hnro2n－2，則在氣態氫化物中r元素的化合價為多少？
解析：由hnro2n－2知r的最**為+(3n－4)，r在氣態氫化物中為負價：－[8－(3n－4)]=－12+3n。
3、兩性氧化物和兩性氫氧化物
(1)兩性氧化物：既能與酸起反應生成鹽和水，又能與鹼起反應生成鹽和水的氧化物。例：a1203
a1203+6hcl=2alcl3+3h20
a1203+2naoh=2naal02+h20
(2)兩性氫氧化物：既能跟酸起反應，又能跟鹼起反應的氫氧化物。例：al(oh)3，
2al(oh)3+3h2s04=al2(s04)3+6h20
a1(oh)3+naoh＝naal02+2h20
4、重點、難點突破a
b.微粒半徑大小比較中的規律
(1)同週期元素的原子或最**陽離子半徑從左至右漸小(稀有氣體元素除外)
如：na>mg>al>si；na+>mg2+>al3+。
(2)同主族元素的原子或離子半徑從上到下漸大
如：li (3)電子層結構相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數的增加而減小。
如na+、mg2+、al3+、f-、02-的離子半徑大小排列為02->f->na+>mg2+>al3+，(上一週期元素形成的陰離子與下一週期元素形成的陽離子有此規律)。
可歸納為：電子層排布相同的離子，（表中位置）陰離子在陽離子前一週期，（大小）序數大的半徑小。
(4)核電荷數相同(即同種元素)形成的微粒半徑大小為
陽離子《中性原子《陰離子，價態越高的微粒半徑越小，如fe3+(5)電子數和核電荷數都不同的，一般可通過一種參照物進行比較。
如：比較al3+與s2-的半徑大小，可找出與al3+電子數相同，與s2-同一族元素的o2-比較，al3+<02-，且o2-1、元素週期表的結構
3個短週期 （1、2、3週期）
週期（7個） 3個長週期 （4、5、6週期）
1個不完全週期（7週期）
元素週期表主族（7個） ia~viia
副族（7個） ib~viib
族（16個） viii族（1個） 8、9、10三個縱行
零族 （1個） 最右邊乙個縱行（惰性氣體元素）
歸納：七主、七副、一
八、一零；三長、三短、一不完全。
四、元素週期表與原子結構的關係
原子序數=核電荷數=核內質子數=核外電子數
週期序數=電子層數
主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數
*|最高正價數|+|負價數|=8
元素週期表結構的記憶方法如下：
橫行叫週期，共有七週期；三四分長短，第七不完全；一八依次現，一零再一遍；
豎行稱作族，總共十六族；ⅷ族最特殊，三行是一族；二三分主副，先主後副；鑭錒各十五，均屬ⅲb族；構位性一體，相互可推斷。
2、元素週期表中同週期，則主族元素性質的遞變規律
3、元素週期表的應用
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