物质结构元素周期律【考纲要求】1．了解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。能很好地区分原子的真实质量，同位素的原子量、质量数，元素的原子量及元素近似原子量2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。3.掌握电子式、原子结构示意图、分子式、结构式和结构简式的表示方法。一、复习提纲中子N（不带电荷）同位素（核素）原子核→质量数（A=N+Z）近似相对原子质量质子Z（带正电荷）→核电荷数元素→元素符号原子结构：最外层电子数决定主族元素的决定原子呈电中性电子数（Z个）：化学性质及最高正价和族序数体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子运动特征电子云（比喻）小黑点的意义、小黑点密度的意义。排布规律→电子层数周期序数及原子半径表示方法→原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行）②、长周期（四、五、六周期）周期表结构③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）元素周期表族（18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径性质递变③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性决定原子种类决定编排依据具体表现形式X)(AZ七主七副零和八三长三短一不全电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应依据：⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断④互相置换反应①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiCl>Br>I。③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为一，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对原子质量诸量比较：如35Cl为34.969,37Cl为36.966。（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35...
