物质结构和元素周期律。
一、知识要点。
考纲定位：应用：元素周期表（结构及性质递变规律）。
掌握：元素周期律。
理解：元素，同位素，同素异形体；核电荷数、质子数、中子数和核外电子数；
核外电子排布，原子结构示意图；原子，离子，短周期元素的离子结构；
离子键和离子化合物，共价键和共价化合物；电子式；结构式；
离子晶体，分子晶体，原子晶体。
知道：核外电子运动状态；化学键，金属键；极性键和非极性键；
极性分子和非极性分子，分子间作用力。
1．原子结构。
1）原子的构成不带电。
中子中子数决定同位素。
原子核相对质量＝1.008
带1个单位正电荷。
质子质子数决定元素种类。
原子相对质量＝1.007
带1个单位负电荷。
核外电子质量是质子质量的1/1836
核外电子排布（尤其是最外层电子数）决定元素的化学性质。
表示核电荷数为z，质量数为a的1个原子。
2）粒子数之间的关系。
在原子中：① 质量数（a）＝质子数（z）＋中子数（n）
核电荷数＝原子序数＝质子数＝核外电子数。
在离子中：① 阳离子的核外电子数＝阳离子的质子数－阳离子的电荷数。
阴离子的核外电子数＝阴离子的质子数＋阴离子的电荷数。
3）元素与同位素。
具有相同的核电荷数（即质子数）的同一类原子总称为元素。因此，只要原子核里的质子数相同，不考虑核内中子数与核外电子数，也不管它是以游离态存在还是以化合态存在，就是同一种元素。
具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的不同原子互称为同位素。
理解同位素这个概念应注意以下内容：
决定同位素种类的是中子数；同位素因原子序数相同，在周期表中的位置相同故称“同位素”；许多元素具有多种同位素，因此原子的种类远远超过元素的种类；在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比（即丰度）一般不变；同位素的中子数不同，因此物理性质有差异；同位素的核外电子排布相同，因此化学性质相同；相对原子质量是指“某元素1个原子的评价质量与1个12c原子质量的1/12之比值”。在数值上等于：
元素的相对原子质量＝元素各同位素的相对原子质量×各同位素所占的原子百分比。
元素的近似相对原子质量＝元素各同位素的质量数×各同位素所占的原子百分比。
元素（无同位素）的近似相对原子质量＝质量数＝质子数＋中子数。
2．原子核外电子的排布。
1）核外电子运动特征。
小：运动的范围狭小（在直径1.0×1010 m的空间内）；快：
运动的速度快（接近光速）；轻：质量轻（约为9.11×1031 kg）；电：
1个电子带1个单位负电荷。
正因为核外电子运动的特征与宏观物体不同，因此就不能用描述宏观物质的规律来描述核外电子的运动情况。
2）电子云。
我们常用一种能够表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型来描述电子在核外的运动。由于这个模型很像原子核外有一层疏密不等的“云”，所以形象地把它叫做电子云。小黑点的疏密表示电子在空间某处出现机率的大小。
一个小黑点表示电子曾在此处出现过一次，绝不是表示一个电子。
3）核外电子（主层）排布。
电子层：由于电子的能量不同以及通常运动离核远近的不同，可以把核外运动的电子分层。从内到外分为k、l、m、n、o、p、q层，即层。
在含有多电子的原子里，电子分层排布的规律主要如下：
能量最低原理。核外电子的排布要使原子体系能量最低，一般是尽先排布在能量较低的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里。
原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n表示电子层数）。
原子最外层电子数目不超过8个，次外层电子数目不超过18个，倒数第3层电子数目不超过32个。k层为最外层时，不超过2个。
4）核外电子（亚层）排布。
在不同的电子主层中存在不同的电子亚层：
轨道的能量高低：亚层相同，取决于主层。如 (n+2)s > n+1)s > ns，即 3s > 2s > 1s
主层相同，取决于亚层。如 nf > nd > np > ns，即 3d > 3p > 3s；
主层不同，亚层也不同，可能出现能级交叉。如 (n1)d > ns，n1)d > n2)f > ns，即 3d > 4s，4d > 5s；5d > 4f > 6s。
电子填充规则：能量最低原理；当轨道能量相同时，应尽可能占居更多的轨道（全空、半充满、全充满都是稳定状态）；
轨道的空间构型：s轨道呈球型，p轨道呈“哑铃”型，d轨道呈4个梅花瓣型。
原子轨道符号：s；px，py，pz；dxy，dxz，dyz，，；
3．同位素、同素异形体与同系物、同分异构体的比较。
4．简单微粒的结构特点。
1）离子的电子层排布。
主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同，如na+、mg2+与ne相同。
主族元素阴离子跟同一周期稀有气体的电子层排布相同，如o2、f与ne相同。
2）等电子微粒（注意主要元素在周期表中的相对位置）
10e微粒：ch4，n3、、nh3、，o2、oh、h2o、h3o+，f、hf，ne，na+，mg2+，al3+等。
18e微粒：sih4，p3、ph3，s2、hs、h2s，cl、hcl，ar，k+，ca2+等。
特殊情况（(10－1)×2＝18）：c2h6、ch3oh、ch3f，n2h4，h2o2，f2等。
核外电子总数及质子总数均相同的微粒：
分子：ch4、nh3、h2o、hf、ne等，sih4、ph3、h2s、hcl、ar等。
阳离子：na+、h3o+、等；阴离子：、oh、f等，hs、cl等；
5．元素周期律及周期表。
1）元素周期律。
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。它是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。这些周期性变化主要体现在原子核外电子排布，原子半径，元素的主要化合价，元素的金属性及非金属性，元素氢化物的稳定性和最**氧化物对应水化物的酸碱性等方面。
2）元素周期表。
元素周期表的结构（注意编排原则）。
元素周期表与原子结构的关系。
核电荷数＝原子序数＝质子数＝核外电子数；周期＝电子层；主族＝最外层电子。
元素周期表与元素性质关系。
同周期元素性质的递变规律：同周期元素从左到右，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，最外电子层电子数增多，原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素最**氧化物所对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氢化物的稳定性逐渐增强。
同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。因此，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；元素最**氧化物所对应的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱；气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
6．元素周期表的应用。
1）微粒半径大小的比较。
同主族或同周期元素的原子或简单离子，根据元素在周期表中的位置来比较。
阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径。
电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大离子半径减小。
不同价态的的同种元素的离子，核外电子数多，半径大。
2）微粒半径比较的规律。
电子层数不同，电子层数越多，半径越大；
电子层数相同，核电荷数越多，半径越小；
电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。
稀有气体元素的原子半径在同周期中属较大的。
3）元素金属性和非金属性强弱的判断方法。
根据元素在周期表中的位置判断。
在水溶液中，可从元素的单质跟水或酸反应置换出氢的难易，金属单质之间的置换反应，单质的还原性（或离子的氧化性），原电池反应中正负极及电解池中离子放电顺序，或从元素最**氧化物对应水化物的碱性强弱，来判断元素金属性的强弱；从元素最**氧化物对应水化物的酸性强弱，非金属单质之间的置换反应，单质的氧化性（或简单离子的还原性），或从元素单质与氢气反应的难易，以及气态氢化物的稳定性，来判断元素非金属性的强弱。
4）根据周期表的位置寻找未知元素；**元素性质；启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂、冷冻剂、光敏剂等）。
7．化学键及分类。
在分子（或晶体）内相邻的微粒之间强烈的相互作用（引力和斥力）叫做化学键。
根据相互作用的微粒不同，化学键可分为离子键、共价键和金属键。
1）离子键。
阴、阳离子结合的化合物，在晶体中是通过静电作用而形成的化学键叫离子键。
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