要點(diǎn)一構(gòu)成原子或離子的各基本粒子間的數(shù)量關(guān)系

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1、.原子的構(gòu)成與排布 構(gòu)成： (1)原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。 (2)質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量都近似為 1,電子的質(zhì)量可忽略。 (3)原子序數(shù) = 核電核數(shù) = 質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) (4)質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N) (5)在化學(xué)上，我們用符號(hào) AX來表示一個(gè)質(zhì)量數(shù)為 A,質(zhì)子數(shù)為Z的具體的X原子。 原子Ax 原子核 中子 z個(gè) Nj= (A— Z)個(gè) 核外電子 Z個(gè) 2 .原子的核外電子數(shù) =核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù) 3 .陽離子核外電子數(shù) =核內(nèi)質(zhì)子數(shù) -電荷數(shù) 4 .陰離子核外電子數(shù) =核內(nèi)質(zhì)子數(shù)+電荷數(shù) 5 .核外電子數(shù)相同的粒子規(guī)律 (1

2、)與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有(2電子結(jié)構(gòu))：H、Li +、Be2+ (2)與Ne原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有(10電子結(jié)構(gòu))：陰離子有F-、方、N3-、OH、NH-;陽離 子有 Na+、Mg+、Al3+、NH+、H3O+;分子有 Ne HF、H2。NH、CH (3)與Ar原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有(18電子結(jié)構(gòu))：陰離子有P3-、S2-、Cl-、HS;陽離子有K+、 Ca2+;分子有 Ar、HCl、HS、PH、SiH,、F2、H2Q、C2H6、CHOH N2H 三.元素，核素與同位素 (1)元素：具有相同核電荷數(shù)(質(zhì)子數(shù))的同一類原子的總稱。 (2)核素：把具有一定數(shù)目的質(zhì)子

3、和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。 核素之間的比較：兩者相同處：質(zhì)子數(shù)相同、同一元素 兩者不同處：中子數(shù)不同、質(zhì)量數(shù)不同 二者關(guān)系：屬于同一種元素的不同種原子 (3)同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素(同一種元素的不同核素間互稱 為同位素)。 注意：①同一元素的各種同位素 (原子)雖然質(zhì)量數(shù)不同，但化學(xué)性質(zhì)幾乎完全一樣；②天然存在的元素里， 不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個(gè)數(shù)百分比一般是不變的。 (4)相對(duì)原子質(zhì)量的計(jì)算： 元素的相對(duì)原子質(zhì)量是按各種天然同位素原子所占的原子個(gè)數(shù)百分比求出的平均值。 Ar =A

4、c*a1%+A「2*a2% + 其中Ac、Ar2…為各種同位素的相對(duì)原子質(zhì)量， &%、a2%…為同位素的原子數(shù)百分比或同位素的原子的物 質(zhì)的量分?jǐn)?shù)但不是質(zhì)量分?jǐn)?shù)。 元素、核素、同位素三者之間的關(guān)系： 四.周期表及其相應(yīng)規(guī)律 周期表結(jié)構(gòu): ,短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8種） 倜期J長(zhǎng)周期（四、五、六行）（元素有18、18、32種） I不完全周期（七行）（元素有26種） 元素周期表結(jié)構(gòu)《 j 主族（1、2、13、14、15、16、17 列）A 族 族 I 副族（3、4、5、6、7、11、12 列）B 族 零族（18列） 第 VIII 族（8、9、10 列）

5、 周期表遞變規(guī)律： 兀素性質(zhì) 同周期兀素（左一右） 同主族兀素（上一下） 最外層電子數(shù) 逐漸增多（1e-— 8e—） 相同 原子半徑 逐漸減小 逐漸增大 主要化合價(jià) 最局止價(jià)逐漸增大（+ 1一+ 7） 最低負(fù)價(jià)=—（8—主族序數(shù)） 最圖止價(jià)、最低負(fù)價(jià)相同 最高止價(jià)=主族序數(shù) 最高價(jià)氧化物對(duì) 應(yīng)水化物的酸堿 性 堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強(qiáng) 酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng) 非金 氫化物的穩(wěn)定性 逐漸增強(qiáng) 逐漸減弱 元素的金屬性和 非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強(qiáng) 非金屬性逐漸減弱 金屬性逐漸增強(qiáng) 金屬性、非金屬性的變化規(guī)律是:

6、 金屬性和非金屬性的演變規(guī)律: 金屬性---還原性-----失電子能力----最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性 ---置換氫白^難易----原電池反應(yīng) 中正負(fù)極 非金屬性---氧化性-----得電子能力----最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性性 ---情態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 注意：金屬性的強(qiáng)弱不等于還原性的強(qiáng)弱，同理非金屬性的強(qiáng)弱不等于氧化性的強(qiáng)弱。例如 「有較強(qiáng) 的還原性而不是金屬性； Ag+有氧化性而不是非金屬性。 （只是作題中大部分相同） 元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的實(shí)驗(yàn)標(biāo)志： 1 .金屬性強(qiáng)弱的判斷原則 2 1） 元素的單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換出氫的難易或反應(yīng)的劇烈程度 （2）

7、元素的氧化物對(duì)應(yīng)的水化物即氫氧化物的堿性強(qiáng)弱 （3）元素的單質(zhì)的還原性 （4） 對(duì)應(yīng)離子的氧化性強(qiáng)弱（Fe3+除外） （5）相互置換反應(yīng) （6） 原電池反應(yīng)中正負(fù)極 3 .非金屬性強(qiáng)弱判斷原則 （1） 與H2反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物的難易或反應(yīng)的劇烈程度或生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強(qiáng)弱 （2） 元素最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物酸性強(qiáng)弱 （3） 相互置換反應(yīng) （4）單質(zhì)的氧化性強(qiáng)弱 （5） 對(duì)應(yīng)離子的還原性強(qiáng)弱 五.原子半徑和離子半徑 原子半徑比較：1.同周期的原子半徑，從左往右依次減?。ú话ㄏ∮袣怏w） 2. 同主族的原子半徑，從上往下依次增大。 離子半徑比較：1.同周期的離子半徑，從左

8、往右依次減小（不包括稀有氣體） 3. 同主族的離子半徑，從上往下依次增大。 4. 具有相同電子層排布的離子：核電荷數(shù)越大，半徑反而越小。 具有2 8排布的離子： 具有2 8 8排布的離子： 六.化學(xué)鍵和金屬類型 晶體類型 微粒間的作用 結(jié)構(gòu)微粒 「離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 自由電子 (1)共價(jià)鍵和離子鍵的比較 ?化學(xué)鍵___ 離了鍵 共價(jià)鍵 形成過程 得失電子 形成共用電子對(duì) 成鍵粒子 陰、陽離子 原子 實(shí)質(zhì) 陰、陽離子間的靜 電作用 原子間通過共用電子對(duì) 所形成的相互作用

9、 用電子式表布 HCl的形成過程： hx+ , bi ； ―*h 喪日上 (2)共價(jià)鍵的分類： 非極性鍵：在同種元素 的原子間形成的共價(jià)鍵為非極性鍵。共用電子對(duì)不發(fā)生偏移。 ? ? 極性鍵：在不同種元素 的原子間形成的共價(jià)鍵為極性鍵。共用電子對(duì)偏向吸引能力強(qiáng)的一方。 ? ? (3)離子化合物和共價(jià)化合物 離子化合物：像NaCl這種由離子構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。 (1)活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如 NaCl、Na2Q K2S等 (2)強(qiáng)堿：如 NaOH KOH Ba(OH)2、Ca(OH＞等 (3)大多數(shù)鹽：如 NaCQ BaSO (4)俊鹽：如NHCl

10、 O酸不是離子化合物。離子鍵只存在離子化合 小結(jié): 般含金屬元素的物質(zhì)(化合物)+錢鹽(一般規(guī)律) 物中，離子化合物中一定含有離子鍵。 共價(jià)化合物：以共用電子對(duì)形成分子的化合物叫做共價(jià)化合物。 化合物離子化合物 I共價(jià)化合物 小結(jié)：化合物中不是離子化合物就是共價(jià)化合物 排布: 1 .在多個(gè)電子的原子里，核外電子是分層運(yùn)動(dòng)的，又叫電子分層排布。 電子層敷(a) I 1 」 4 5& i 行號(hào) K L M M Li p Q 腌里大,卜 KCL