化学自习室移动版

一、原子结构

1、原子的构成

由原子核(质子＋中子)、核外电子构成。

1个质子带1个正电荷，1个电子带1个负电荷，中子不带电荷。

原子核内的质子数与原子核外的电子数相等，整个原子不带电荷。

2、质子数、中子数、质量数的关系

(1)什么是质量数：原子核内质子数和中子数的数目之和，符号为A。

质子数的符号为Z，中子数的符号为N。

质子数(Z)＋中子数(N)=质量数(A)

质子数=核电荷数=原子的核外电子数=原子序数

(2)用质量数表示粒子

①²³⁵₉₂U，表示元素铀的原子，左上角的235表示质量数，左下角的92表示质子数。

此原子的中子数为235－92=143

②¹⁸O₂^2－，表示元素氧的双原子阴离子，右上角的2－表示此离子带2个负电荷，右下角的2表示此离子由2个原子组成。

此离子的质量数为18×2=36

此离子的质子数为8×2=16

此离子的中子数为36－16=20

此离子的电子数为8×2＋2=18

3、电子层：电子在能量不同的区域内运动，简化为不连续的壳层，叫电子层。

(1)电子层从内向外用n=1，2，3，4，5，6，7……或K、L、M、N、O、P、Q……来表示。

(2)不同层的电子的能量是不同的。内层上的电子的能量低，外层上的电子的能量高。

(3)电子先从内层填充，充满后再填充外一层。

【问题】每一层上最多能填充多少个电子？

根据稀有气体元素原子的电子层排布表分析

(1)第n层上最多容纳2n²个电子。

(2)最外层最多容纳8个电子(K为最外层时最多容纳2个电子)

(3)次外层最多容纳18个电子，倒数第三层最多容纳32个电子。

练习：画出Br、Cl^－的原子结构示意图。

二、元素周期表

1、1869年俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量从小到大依次排列，并把化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。

2、在元素周期表中

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

3、研究元素周期表的结构：

(1)横行：有7行。1个横行叫1个周期，共有7个周期。

每个周期的元素数目：

第一周期：2个。

第二周期和第三周期：8个。

第四周期和第五周期：18个。

第六周期和第七周期：32个。

短周期：第一、二、三周期。

长周期：第四、五、六、七周期。

(2)纵行：有18列。1个纵列叫1个族(8，9，10三个纵列共同组成第VII族)，共有16个族。画出各族的位置

主族：带A的族，共有7个主族，分别为IA族－VIA族，分布在第1、2、13、14－17列。

副族：带B的族和VII族，共有8个副族。IB族－VIB族，分布在第11、12、3、4－7列。

VII族：分布在第8、9、10列。

0族：分布在第18列。包括稀有气体He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn、Og。

元素最多的一列：第三列，有32个元素。

4、同周期元素的原子在结构上的相似点？同主族元素的原子在结构上的相似点？

同周期元素的原子的核外电子层数相同。

同主族元素的原子的最外电子数相同。

5、元素在元素周期表中的位置的表示方法

(1)氧：第二周期第VIa族。

(2)锰：第四周期第VIb族。

(3)铁：第四周期第VII族。

(4)氩：第三周期第0族。

6、碱金属元素和卤族元素

(1)碱金属元素：IA族中除H之外的元素，包括Li(锂)、Na(钠)、K(钾)、Rb(铷)、Cs(铯)、Fr(钫)

(2)卤族元素：VIA族元素，包括F(氟)、Cl(氯)、Br(溴)、I(碘)、At(砹)、Ts(“石田”)

7、需要熟练掌握前20号元素中每个元素的原子序数，在元素周期表中的位置，核外电子排布。

例如，O是8号元素，在第二周期VIA族，最外层电子数是次外层电子数的三倍。

Si是14号元素，在第三周期IVA族，最外层电子数是次外层电子数的一半。

8、主族元素的最高正价态或最低负价态与最外层电子数有关，也能提示它在哪一主族。

最高正价态=最外层电子数

最低负价态=最外层电子数－8

例如，C的最高正价态是＋4，C的最外层有4个电子，它在IVA族。

Cl的最低负价态是－1，Cl的最外层有7个电子，它在VIA族。

三、核素

1、什么是核素？

具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。如¹₁H、²₁H、³₁H，是氢元素的三种核素，它们是氢元素的三种不同的原子。

(1)元素与核素的区别是，元素是具有相同质子数的一类原子的总称。

(2)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同位素。

天然存在的同位素，相互保持一定的比率。

(3)元素的相对原子质量的计算

用该元素各种核素所占的一定百分比计算出平均值。

例如，氯在自然界中有两种同位素³⁵Cl、³⁷Cl，³⁵Cl的相对原子质量是34.969，37Cl的相对原子质量是36.966，这两种氯原子在自然界所占的原子个数百分比分别是75.77%和24.23%，问氯元素的相对原子质量为多少?

解：34.969×75.77%＋36.966×24.23%=35.453

原子的近似相对原子质量：等于质量数。

元素的近似相对原子质量：用各核素的质量数和对应的个数百分比求得。

(4)氢的三种核素

2、原子结构中质子、中子、电子的化学意义

质子数决定原子属于哪种元素。

中子数和质子数一起决定元素的哪种核素。

核外电子和质子数一起决定原子的化学性质。

3、同位素的用途

4、放射性同位素：

(1)同位素中，有些有放射性，这样的同位素叫放射性同位素。

(2)半衰期：放射性元素的原子核有半数发生衰变时所需要的时间。

原子核的衰变规律是：N=N₀×(1/2)^t/T

N₀是指初始时刻(T=0)时的原子核数，t为衰变时间，T为半衰期，N是衰变后留下的原子核数。

放射性元素的半衰期长短差别很大，短的远小于一秒，长的可达数百亿年。

5、纯净物不区分核素。

由H₂、HD、D₂、HT、DT、T₂组成的气体还是氢气，还是纯净物，还是单质。

由H₂O、HDO、D₂O、HTO、DTO、T₂O组成的液体还是水，还是纯净物，还是化合物。

四、原子结构与元素的性质

研究的是原子结构与元素性质之间的关系。

1、金属元素的原子的最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性(还原性)。

非金属元素的原子的最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性(氧化性)。

2、碱金属元素

(1)在自然界中都以化合态存在。

(2)碱金属元素包括：Ia族，除H之外。

有Li(锂)、Na(钠)、K(钾)、Rb(铷)、Cs(铯)、Fr(钫)

(3)画出各原子结构示意图，并观察和【推理】

碱金属元素在原子结构上相似的地方：最外层电子数都有1个，都容易失去电子，化学性质中显示为强还原性和强金属性。

在原子结构上递变的地方：从上到下，核电荷数增加，电子层数递增，原子半径逐渐变大，失电子能力逐渐？，金属性(还原性)逐渐？

(告诉学生：核电荷数的增加，使原子核对电子的作用力变大，会导致电子不易失去。而原子半径的增加，使原子核对电子的作用力减小，会导致电子容易失去。这对上面的失电子能力推理是一对矛盾，需要用实验来证明。下面的实验是证明实验。)

(4)【实验】K的燃烧，K与水的反应。

实验现象：K在空气中能燃烧且比Na更快速，K与水能反应且比Na更剧烈。

【结论】

①碱金属元素的化学性质相似，都与氧气、水反应，反应后都是＋1价。

4L i＋O₂2L i₂O(直接给出产物)

2Na＋O₂Na₂O₂

2Na＋2H₂O=2NaOH＋H₂↑

2K＋2H₂O=2KOH＋H₂↑

②碱金属元素的化学性质具有递变性，从上到下，失电子能力变强，还原性和金属性都变强。

(4)碱金属单质物理性质的相似性和规律性

①都是银白色金属，都很软，都有延展性，导热性和导电性都很好，密度都比较小，熔点都比较低。

②递变性：【看表总结】从上到下密度逐渐变大。从上到下熔沸点逐渐降低。

(5)金属性强弱的判断方法

①与水或酸反应生成氢气的难易程度：反应越容易，元素的金属性越强。

与水反应：Li与水反应慢，Na与水反应较快，K与水反应更快，铷和铯遇水甚至会爆炸。

②最高价氧化物的水化物(最高价氢氧化物)的碱性：氢氧化物的碱性越强，元素的金属性越强。

氢氧化物的碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜rBOH＜CsOH。

LiOH是强碱，溶于水。

3、卤族元素

(1)在自然界中都以化合态存在。

(2)卤族元素包括VIA族。有F(氟)、Cl(氯)、Br(溴)、I(碘)、At(砹)、Ts(“石田”)

(3)画出各原子结构示意图，并观察和【推理】

卤族元素在原子结构上相似的地方：最外层电子数都有7个，都容易得到电子，化学性质中显示为强氧化性和强非金属性。

在原子结构上递变的地方：从上到下，核电荷数增加，电子层数递增，原子半径逐渐变大，得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

下面用资料和实验来验证。

(4)【预测】与Cl₂相比，F₂与氢气的反应能力变强，Br₂、I₂与氢气的反应能力变弱。

HF比HCl稳定性更强，HBr、HI的稳定性更差。

【表格对比】卤素单质与氢气的反应条件及氢化物的稳定性

【结论】

①F₂、Cl₂、Br₂、I₂与H₂反应的条件越来越高。

HF、HCl、HBr、HI的稳定性越来越差。

②卤族元素的化学性质相似，都与氢气反应，反应后都是－1价。

(5)【实验】卤素单质间的置换反应

①在KBr溶液、KI溶液中分别加入氯水

现象：KBr溶液变为橙黄色，加入少量CCl₄充分振荡后，CCl₄变为橙红色。

化学方程式为：2KBr＋Cl₂=2KCl＋Br₂

KI溶液变为棕黄色，加入少量CCl₄充分振荡后，CCl₄变为紫色。

化学方程式为：2KI＋Cl₂=2KCl＋I₂

②在KI溶液中加入溴水

KI溶液变为棕黄色，加入淀粉溶液，溶液变为蓝色。

化学方程式为：2KI＋Br₂=2KBr＋I₂

【结论】以上实验可以验证，卤素单质的氧化性：Cl₂＞Br₂＞I₂。

(6)非金属性强弱的判断方法

①与氢气反应的难易程度：与氢气反应越容易，元素的非金属性越强。

②最低价氢化物的稳定性：氢化物越稳定，元素的非金属性越强。

③最高价氧化物的水化物(最高价含氧酸)的酸性：最高价含氧酸的酸性越强，非金属性越强。

最高价含氧酸的酸性：HClO₄＞HBrO₄＞HIO₄。(三者都是强酸)

(7)卤化氢的酸性：氢化物的水溶液的酸性依次增强，HF＜HCl＜HBr＜HI。HF是弱酸，其它都是强酸。原因是卤化氢的稳定性越低，卤化氢越容易电离为离子。

(8)卤素单质物理性质及规律性

①F₂是淡黄绿色气体，Cl₂是黄绿色气体，Br₂是深红棕色液体，I₂是紫黑色固体。

Br₂易挥发，I₂易升华。

②规律性：从上到下密度逐渐变大。从上到下熔沸点逐渐升高。

(9)溶液中Cl^－、Br^－、I^－的检验方法：

先滴加少量稀HNO₃，再滴加几滴AgNO₃。

若有白色沉淀生成，则有Cl^－。

若有淡黄色沉淀生成，则有Br^－。

若有黄色沉淀生成，则有I^－。