原子结构、元素周期律与化学键

本节导读

物质结构是化学基本理论的第一块内容。它回答三个问题：原子是怎样构成的，元素的性质为什么会随原子序数周期性变化，原子之间怎样结合成物质。

在试卷上，选择题常考原子组成中各个数之间的关系、同位素的概念、同周期同主族元素性质的比较、化学键类型的判断；填空题常考原子结构示意图、元素在周期表中的位置、化学式和电子层排布。学完这一节，你应该能写出前 18 号元素的电子层排布，会用周期律比较元素的金属性和非金属性，并会判断化合物含有哪种化学键。

原子结构

原子的组成与同位素

原子由带正电的原子核和核外带负电的电子构成，原子核由质子和中子构成。它们之间有这样的关系：

$$\text{质量数 }A=\text{质子数 }Z+\text{中子数 }N$$质量数 A=质子数 Z+中子数 N

中性原子中，质子数等于核外电子数。原子的符号写作 ${}^{A}_{Z}\mathrm{X}$ZA​X，如 ${}^{35}_{17}\mathrm{Cl}$1735​Cl 表示质子数 17、质量数 35、中子数 18 的氯原子。离子的电子数要加减电荷数：阳离子的电子数 = 质子数 − 电荷数；阴离子的电子数 = 质子数 + 电荷数。

质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子，互称同位素，如 ${}^{1}\mathrm{H}$1H、${}^{2}\mathrm{H}$2H、${}^{3}\mathrm{H}$3H，${}^{35}\mathrm{Cl}$35Cl 和 ${}^{37}\mathrm{Cl}$37Cl。同位素的化学性质几乎相同。

核外电子排布

核外电子分层排布，离核近的能量低。排布时遵守这些规律：每层最多容纳 $2n^2$2n2 个电子（$n$n 为层数，K 层最多 2 个，L 层最多 8 个）；最外层不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个）；次外层不超过 18 个。前 18 号元素的电子层排布如下：

周期	元素及各层电子数
第一周期	H（1）、He（2）
第二周期	Li（2,1）、Be（2,2）、B（2,3）、C（2,4）、N（2,5）、O（2,6）、F（2,7）、Ne（2,8）
第三周期	Na（2,8,1）、Mg（2,8,2）、Al（2,8,3）、Si（2,8,4）、P（2,8,5）、S（2,8,6）、Cl（2,8,7）、Ar（2,8,8）

元素周期律

周期表的结构

元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化，这个规律叫元素周期律，周期表是它的表现形式。周期表有 7 个周期和 16 个族：周期数等于电子层数；主族元素的族序数等于最外层电子数；还有 7 个副族、第 VIII 族和 0 族（稀有气体）。第一、二、三周期叫短周期。

递变规律

同一周期从左到右，同一主族从上到下，性质的变化相反：

性质	同周期（左 → 右）	同主族（上 → 下）
原子半径	逐渐减小	逐渐增大
金属性	逐渐减弱	逐渐增强
非金属性	逐渐增强	逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物	碱性减弱、酸性增强	碱性增强、酸性减弱

主族元素的最高正化合价等于最外层电子数（氧、氟除外），最低负化合价 = $-(8-\text{最外层电子数})$−(8−最外层电子数)。比较非金属性强弱，可看单质与氢气化合的难易、氢化物的稳定性、最高价含氧酸的酸性；比较金属性强弱，可看单质与水或酸反应置换出氢的难易、最高价氧化物对应水化物的碱性。

化学键

化学键是相邻原子之间强烈的相互作用。主要有两类：

比较项	离子键	共价键
成键本质	阴、阳离子间的静电作用	原子间通过共用电子对
成键元素	一般是活泼金属与活泼非金属	一般是非金属与非金属
实例	NaCl、$\mathrm{MgCl_2}$MgCl2​	$\mathrm{H_2}$H2​、HCl、$\mathrm{CO_2}$CO2​