高中化学必修一 第四章
物质结构 元素周期律 | 学习笔记
第一节 原子结构与元素周期表
一、 原子结构
- 构成：原子核（质子+中子） + 核外电子。
- 数量关系：
- 质量数 (\(A\)) = 质子数 (\(Z\)) + 中子数 (\(N\))
- 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数
- 排布规律：每层最多 \(2n^2\) 个；最外层 ≤ 8个。
二、 元素周期表结构
| 分类 | 组成 | 备注 |
|---|---|---|
| 周期 (7个) | 短周期 (1-3)、长周期 (4-7) | 电子层数相同 |
| 族 (18列) | 主族(A)、副族(B)、VIII族、0族 | 最外层电子数相同（主族） |
三、 核素与同位素
- 核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子（如 \({}^{1}_{1}H\)）。
- 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素。
例：氕 (\({}^{1}_{1}H\))、氘 (\({}^{2}_{1}H\))、氚 (\({}^{3}_{1}H\))。
四、 同族元素性质递变
1. 碱金属 (Li, Na, K, Rb, Cs) – 金属性增强
- 半径增大，失电子能力增强。
- 与水/氧气反应越来越剧烈。
2. 卤族元素 (F, Cl, Br, I) – 非金属性减弱
- 半径增大，得电子能力减弱。
- 单质颜色加深，熔沸点升高。
- 置换反应 (强驱弱)：
$$Cl_2 + 2NaBr = 2NaCl + Br_2$$
第二节 元素周期律
一、 周期性变化规律 (随原子序数递增)
- 原子半径：同周期从左到右逐渐减小。
- 化合价：最高正价 \(+1 \rightarrow +7\)；最低负价 \(-4 \rightarrow -1\)。
- 性质：金属性减弱，非金属性增强。
二、 第三周期递变实例 (Na → Cl)
| 比较项目 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 金属性/非金属性 | 金属性减弱 → | → 非金属性增强 | |||||
| 最高价氢氧化物 | NaOH (强碱) |
Mg(OH)₂ (中强碱) |
Al(OH)₃ (两性) |
H₂SiO₃ (弱酸) |
H₃PO₄ (中强酸) |
H₂SO₄ (强酸) |
HClO₄ (最强酸) |
重点：两性氢氧化物 \(Al(OH)_3\)
既能与酸反应，又能与强碱反应：
$$Al(OH)_3 + 3H^+ = Al^{3+} + 3H_2O$$
$$Al(OH)_3 + OH^- = AlO_2^- + 2H_2O$$
第三节 化学键
一、 离子键
- 定义：阴、阳离子间的静电作用。
- 形成：活泼金属 + 活泼非金属 (如 NaCl, \(MgCl_2\))。
- 电子式：
$$Na^\times + \cdot\ddot{Cl}\colon \rightarrow Na^+ [\times\ddot{Cl}\colon]^-$$
二、 共价键
- 定义：原子间通过共用电子对形成的相互作用。
- 分类：
- 非极性键：同种原子 (H-H)。
- 极性键：不同原子 (H-Cl)。
🧪 知识图解
结构决定性质：
原子半径小、得电子能力强 → 非金属性强 (右上角 F 最强)
原子半径大、失电子能力强 → 金属性强 (左下角 Cs 最强)