四、物质结构、元素周期律
（一）原子结构
1.原子（ AZ X）原子核（Z个正电荷）质子（带正电）:Z个
中子（不显电性）:（A-Z）个电子（带负电）:Z个
2.原子中各微粒间的关系
①A=N+Z（A:质量数，N:中子数，Z:质量数）②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数③M Z ≈M N ≈1836Me - （质量关系）
3.原子中各微粒的作用
（1）原子核:几乎集中原子的全部质量，但其体积却只占整个体积的千亿分之一。其中的质子、中子通过强相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量—原子能（即核能）。
（2）质子:带一个单位正电荷。质量为1.6726×10 -27 kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。
（3）中子:不带电荷。质量为1.6748×10 -27 kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。
（4）电子:带1个单位的负电荷。质量很小，约为11836 ×1.6726×10 -27 kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。
4.原子核外电子排布规律
（1）能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次K→L→M→N顺序排列。
（2）各电子层最多容纳电子数为2n 2 个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。
（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。
（二）元素周期律、元素周期表
1.原子序数:人们按核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数）
2.元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下:随着原子序数的递增:
①原子核外电子排布的周期性变化:最外层电子数从1→8个的周期性变化。②原子半径的周期性变化:同周期元素、随原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。③元素主要化合价的周期性变化:正价+1→+7，负价-4→-1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3.元素周期表
（1）元素周期表的构成周期表
结 构周期（共7横行）短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期）
族（共18纵行，16个族）主族（ⅠA—ⅦA）（7个）
副族（ⅢB—ⅦB，ⅠB—ⅡB）（7个）Ⅷ族（8、9、10纵行）（1个）零族（稀有气体元素）（1个）（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）
③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA～ⅦA）
⑤同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。（3）“位”—“构”—“性”之间的关系（4）判断微粒大小的方法
①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小（稀有气体元素除外），如:Na>Mg>Al;Na + >Mg 2+ >Al 3+ 。
②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下渐大，如O<S<Se，F - <Cl - <Br - 。
③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如:K + >Ca 2+ 。④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如:Fe 2+ >Fe 3+ 。
⑤电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如:比较Al 3+ 与S 2- 的半径大小，可找出与Al 3+ 电子数相同，与S 2- 同一主族元素的O 2- 比较，Al 3+ <O 2- ，且O 2- <S 2- ，故Al 3+ <S 2- 。
⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小如:r S 2- >r Cl - >r k + >r Ca 2+ （5）电子数相同的微粒组
①核外有10个电子的微粒组:
原子:Ne;分子:CH 4 、NH 3 、H 2 O、HF;阳离子:Na + 、Mg 2+ 、Al 3+ 、NH +4 、H 3 O + ;阴离子:N 3- 、O 2- 、F - 、OH - 、NH -2 。②核外有18个电子的微粒子:
分子:SiH 4 、PH 3 、H 2 S、HCl、F 2 、H 2 O 2 ;阳离子:K + 、Ca 2+ ;阴离子:P 3- 、S 2- 、HS - 、Cl - 、O 2- 2 。
（三）化学键和晶体结构
1.化学键:相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。
2.离子键:（1）定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。（2）成键元素:活泼金属（或NH +4 ）与活泼的非金属（或酸根，OH - ）。（3）静电作用:指静电吸引和静电排斥的平衡。3.共价键
（1）定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。
（2）成键元素:一般来说同种非金属元素的原子或不同非金属元素的原子之间形成共用电子对达到稳定结构。
（3）共价键分类:①非极性键:由同种元素的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）如在某些非金属单质（H 2 、Cl 2 、O 2 、P 4 …）共价化合物（H 2 O 2 、多碳化合物）、离子化合物（Na 2 O 2 、Cal 2 ）中存在。
②极性键:由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）如在共价化合物（HCl、H 2 O、CO 2 、NH 3 、H 2 SO 4 、SiO 2 ）某些离子化合物（NaOH、Na 2 SO 4 、NH 4 Cl）中存在。
4.非极性分子和极性分子
（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。
（2）判断依据:键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子。如HCl，NO，CO
非极性键→非极性分子。如H 2 ，Cl 2 ，N 2 ，O 2 多原子
分 子都是非极性键→非极性分子。如P 4 、S 8
有极性键几何结构对称→非极性分子。如CO 2 、CS 2 、CH 4 、Cl 4 几何结构不对称→极性分子。如H 2 O 2 ，NH 3 ，H 2 O
5.分子间作用力和氢键
（1）分子间作用力:把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。
①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。
（2）氢键:是指存在于HF、H 2 O、NH 3 分子之间一种比范德化力稍强的相互作用。如HF、分子间的氢键如下:
故HF、H 2 O、NH 3 的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。
【注意】氢键不是化学键，仍属分子间作用力范围。
6.化学键与晶体结构的相互关系
化学键金属离子与自由电子间较强相互作用→金属晶体共用电
子 对→共价键→网状结构→原子晶体
→非极性键→非极性分子极性键极性分子
非极性分子 范德华力 分子晶体配位键（特殊）
阴阳离子间静电作用→离子键→离子化合物→离子晶体
定义:①分子晶体:分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。②原子晶体:相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫作原子晶体。
③离子晶体:离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。④金属晶体:通过金属离子与自由电子之间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。
7.四种晶体类型与性质比较
