高考化学专题1物质的结构与元素周期律必考考点理解记忆Word下载.docx
- 文档编号:16393359
- 上传时间:2022-11-23
- 格式:DOCX
- 页数:24
- 大小:272.19KB
高考化学专题1物质的结构与元素周期律必考考点理解记忆Word下载.docx
《高考化学专题1物质的结构与元素周期律必考考点理解记忆Word下载.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《高考化学专题1物质的结构与元素周期律必考考点理解记忆Word下载.docx(24页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
14、化学反应的实质?
15.晶体与非晶体的区别?
16、常见晶体四大类型的构成粒子、相互作用力、物质的类别及举例?
17、不同类型晶体熔、沸点的比较?
18、10个电子的微粒和18个电子的微粒?
19、元素周期表的结构及排列规则?
20、元素周期律及其实质?
21、微粒半径的比较?
22、元素的金属性或非金属性强弱的判断?
23、原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系(金属元素与非金属元素的分布问题、对角线原则)?
24、元素周期表的用途?
三.必考考点详细解析
1.原子的构成及表示方法:
2、质量数:
忽略电子的质量,将原子核内所有的质子和中子相对质量取近似整数值,加起来所得的数值,叫做质量数,用符号A表示。
3.构成原子或离子粒子间的数量关系
①质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
②原子中:
核电荷数(Z)=质子数=原子序数=核外电子数
③阳离子中:
核电荷数(Z)=质子数=原子序数=核外电子数+离子电荷数
④阴离子中:
核电荷数(Z)=质子数=原子序数=核外电子数-离子电荷数
4、容易混淆的概念区分
(1)元素:
具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子叫做元素。
目前发现118种元素。
(2)同位素:
具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的原子互称为同位素,同位素原子之间化学性质相似,物理性质稍有不同。
举例:
H氕、D氘(又叫重氢)、T氚(又叫超重氢)。
说明:
到日前为止,人们已经发现了118种元素,能否说已经发现了118种原子?
(3)核素:
把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
(4)同素异形体:
同种元素由于结构不同(主要指排列方式)组成的不同单质之间互为同素异形体。
有碳的同素异形体:
金刚石、石墨;
磷的同素异形体:
白磷和红磷;
氧的同素异形体:
氧气、臭氧。
物理和化学性质方面都存在不同。
5、相对原子质量
①原子的相对原子质量:
以一个12C原子质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它相比较所得的数值。
它是相对质量,单位为1,可忽略不写。
②元素的相对原子质量:
是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。
元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
A=A1*a1%+A2*a2%+A3*a3%+……+An*an%
A1、A2……为核素的相对原子质量
a1%、a2%……为核素的原子百分数或核素原子的物质的量分数
元素的近似相对原子质量:
该元素各天然同位素原子质量数与其丰度的乘积之和
[例1]已知的相对原子质量是34.969,的相对原子质量是36.966,它们在自然界中的原子百分数分别为75.77%、24.23%。
则氯元素的相对原子质量及近似相对原子质量分别为多少?
氯元素的相对原子质量=34.969×
0.7577+36.966×
0.2423=35.543
氯元素的近似相对原子质量=35×
0.7577+37×
0.2423=35.483
6、离子:
原子或原子团在一定条件下得到或失一个或几个电子后形成的带电微粒称为离子。
带正电荷的离子称为阳离子,带负电荷的离子称为阴离子。
7、核外电子排布
(1)原子结构示意图
原子结构示意图是表示原子核电荷数和电子层排布的图示形式。
小圈和圈内的数字表示原子核和核内质子数,弧线表示电子层,弧线上的数字表示该层的电子数。
(2)核外电子排布规律
1)核外电子是按能量高低由里向外,分层排布的,从里到外依次是K-L-M-N-O-P-Q…电子能量依次增高。
2)各电子层最多容纳的电子数为2n2个;
最外层电子数不得超过8个,次外层电子数不得超过18个,倒数第三层电子数不得超过32个。
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
(2)原子结构示意图不仅可以表示中性原子,还能表示带电的原子—一离子(包括阳离子和阴离子)核外电子排布的情况。
8电子式:
元素的化学性质主要由原子的最外层电子数决定,我们常用小黑点(或ⅹ)来表示原子的最外层的电子。
用电子式可以表示原子、离子、单质分子,也可表示共价化合物、离子化合物及其形成过程。
阴离子和复杂阳离子要加括号,并注明所带电荷数,简单阳离子用元素符号加所带电荷表示。
一、化学键
1、化学键的概念:
分子或晶体中直接相邻的微粒之间主要的强烈相互作用叫化学键,包括离子键、共价键和金属键。
2、三种化学键的比较
化学键
离子键
共价键
金属键
本质
阴阳离子间的静电作用
原子间通过共用电子对形成的相互作用
金属晶体内金属离子与自由电子的较强作用
存在
离子化合物
非金属元素单质、共价化合物、某些离子化合物
金属元素
特点
无方向性和饱和性
有方向性和饱和性
决定键能大小因素
离子所带电荷越多、半径越小,键能越大
键长越短、共用电子对越多,键能越大
原子半径越小,键能越大
金属键:
处于凝聚状态的金属原子,将它们的价电子贡献出来,作为整个原子基体的共有电子。
金属键本质上与共价键有类似的地方,只是此时其外层电子的共有化程度远远大于共价键。
这些共有化的电子也称为自由电子,自由电子组成所谓的电子云或电子气,在点阵的周期场中按量子力学规律运动。
而失去了价电子的金属原子成为正离子,嵌镶在这种电子云中,并依靠与这些共有化的电子的静电作用而相互结合,这种结合方式就称为金属键。
例如,铝原子失去它的最外层的3个价电子,而成为由原子核和内层电子组成的带有3个正电荷的铝离子。
金属为什么容易导电?
由于失去的这些价电子不再固定于某一原子位置,所以,以金属键结合的物质具有很好的导电性能。
在外加电压作用下,这些价电子就会运动,并在闭合回路中形成电流。
金属键没有方向性,正离子之间改变相对位置并不会破坏电子与正离子间的结合,因而金属具有良好的塑性。
同样,金属正离子被另外一种金属正离子取代也不会破坏结合键,这种金属之间溶解的能力(称为固溶)也是金属的重要特性。
此外,金属导电性、导热性、紧密排列以及金属正的电阻温度系数都直接起因于金属键结合。
3、极性键与非极性键
非极性键
极性键
定义
同种元素原子通过共用电子对形成的共价键,共用电子对不发生偏移
不同种元素原子通过共用电子对形成的共价键,共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
判断依据
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
实例
H-H
H-Cl
2、离子化合物
1、离子化合物:
由离子键构成的化合物,化学式表示组成阴、阳离子的个数之比。
离子化合物是由阳离子和阴离子构成的化合物.
●活泼金属(如钠、钾、钙、镁等)与活泼非金属(如氟、氯、氧、硫等)相互化合时,活泼金属失去电子形成带正电荷的阳离子(如Na+、K+、Ca2+、Mg2+等),活泼非金属得到电子形成带负电荷的阴离子(如F-、Cl-、O2-、S2-等),阳离子和阴离子靠静电作用形成了离子化合物.
●还有阳离子和含氧酸根形成的化合物是离子化合物.
●由非金属构成的化合物中,除铵盐外,大都是化合价物.
2、电子式书写:
(1)原子的电子式:
一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右四个位置上,每个方向不能超过2个电子。
如:
(2)简单阳离子的电子式:
简单阳离子是失去最外层电子后形成的,所以电子式即为离子符号。
如Na+K+Mg2+Ca2+Ba2+Al3+
(3)简单阴离子的电子式:
简单阴离子因为得到电子,最外层一般达到稳定结构,所以这些电子都应画出,并将符号用"
[]"
括上,右上角标出所带的电荷数。
、
(4)复杂阴、阳离子的电子式:
复杂阴、阳离子要标明电子,并用"
括起来,右上角标出"
+"
"
-"
电荷数。
。
(5)离子化合物的电子式:
分别画出阴、阳离子的电子式,原则上把阳离子和阴离子的电子式按比例组合,让阴、阳离子间隔排列,注意相同离子不能合并。
(6)电子式表示离子化合物的形成:
形成用"
→"
表示,形成之前为原子的电子式并用弯
箭头表示电子得失,形成之后为离子化合物的电子式。
如
3.共价化合物
1、共价化合物:
不同原子之间以共用电子对形成分子的化合物,其化学式就是分子式。
2、电子式:
书写时将共用电子对画在两原子之间,每个原子的未成对电子和孤对电子也应画出。
3、共价化合物或非金属单质的形成过程:
基本同离子化合物,但不要再画弯箭头,并且"
之后为共价化合物或非金属单质的电子式。
(见上)
4、结构式:
用短线将分子中各原子连接,以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式。
如:
O=C=O、N≡N。
四.极性分子和非极性分子
极性分子:
分子中电荷的空间分布不对称,正、负电荷重心不重合,在电场中会受影响。
非极性分子:
分子中电荷的空间分布对称,正、负电荷重心重合,在电场中不会受影响。
五.分子间作用力与氢键
1、分子间作用力:
也叫范德华力,比化学键键能要小得多,对物质的化学性质没有影响。
对于分子组成和结构相似的物质来说,范德华力一般随着相对分子质量的增大而增强,表
现为熔、沸点的升高。
2、氢键:
在研究氧族元素的氢化物时发现,水的相对分子质量最小,沸点却最高。
这是因为氢氧键极性很强,共用电子对强烈偏向氧原子,使氢原子带有部分正电荷,与相邻水分子中带部分负电荷的氧原子产生静电作用。
这种作用称为氢键。
六.化学反应的实质
化学反应的实质是旧键断裂和新键形成,化学反应是指分子破裂成原子,原子重新排列组合生成新分子的过程,称为化学反应。
在反应中常伴有发光发热变色生成沉淀物等,判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的分子。
根据化学键理论,又可根据一个变化过程中是否有旧键的断裂和新键的生成来判断其是否为化学反应。
注意:
核反应不属于化学反应。
石墨在高温高压下转化为金刚石和固态S8加热到444.6℃时变成硫蒸气S2均为化学变化,
氯化钠受热熔化是离子键的断开电离,属物理过程;
单质碘受热升华是一个物理过程,并且没有化学键的断开。
4.晶体与非晶体
(1)晶体:
是有大量微观物质单位(原子、离子、分子等)按一定规则有序排列的结构,因此可以从结构单位的大小来研究判断排列规则和晶体形态。
特别提醒:
具有规则几何外形的固体不一定是晶体,如玻璃
(2)晶体与非晶体的区别
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒__周期性有序_排列
结构微粒_无序
排列
质特
征性
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性(不同方向有不同物理性质)
各向同性
二者区别方法
间接方法
测定其是否有固定的__熔点_____
科学方法
对固体进行X衍射线衍射实验(晶体可以使X光发生有规律的衍射)
5、常见晶体类型的结构和性质
类型比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳
离子粒子间的相互作用力
__范德华力
(某些含氢键)
硬度
较小
很大
有的很大,有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高,有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传热性
一般不导电,溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电,水溶液或熔融态导电
6、四种晶体类型的物质类别和举例
(1).分子晶体:
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
(2).原子晶体:
部分非金属单质(如金刚石、硅,每个碳与相邻4个碳或硅以共价键结合,形成正四面体结构),部分非金属化合物(如SiC、SiO2,每个Si与4个O或C以共价键结合,形成正四面体结构)
(3).金属晶体:
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
(4).离子晶体:
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
7、不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律:
原子晶体>
离子晶体>
分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大,
如钨、铂等熔、沸点很高,汞、铯等熔、沸点很低。
8.同种晶体类型熔、沸点的比较
(1)原子晶体
→
如熔点:
金刚石>
碳化硅>
硅。
(2)离子晶体
①一般地说,阴阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点:
MgO>
MgCl2>
NaCl>
CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。
晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大。
(3)分子晶体
a)分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;
具有氢键的分
子晶体熔、沸点反常的高。
如H2O>
H2Te>
H2Se>
H2S。
b)组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高,如SnH4>
GeH4>
SiH4>
CH4。
c)组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸点越高,如CO>
N2,CH3OH>CH3CH3。
(4)金属晶体
金属离子半径越小,离子电荷数越多,其金属键越强,金属熔、沸点就越高,如熔、沸点:
Na<
Mg<
Al。
(1)离子晶体中不一定都含有金属元素,如NH4Cl是离子晶体;
金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体,如AlCl3是分子晶体;
注意电负性的概念
元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。
元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
判断分子的极性和键型。
电负性相同的非金属元素化合形成化合物时,形成非极性共价键,其分子都是非极性分子;
通常认为,电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物;
电负性差值大于1.7的两种元素化合时,形成离子键,相应的化合物为离子化合物。
(2)含阴离子的晶体中一定含有阳离子,但含阳离子的晶体中不一定含阴离子,如金属晶体。
(3)易误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高,其实不一定,如Na的熔点为98℃,尿素的熔点为132.7℃。
(4)石墨属于混合型晶体,虽然质地很软,但其熔点比金刚石还高,其结构中的碳碳键比金刚石中的碳碳键还强。
一.原子的结构及微粒间的相互关系
决定原子种类
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
决定
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
1.微粒间数目关系
质子数(Z)=核电荷数=原子数序
原子序数:
按质子数由小大到的顺序给元素排序,所得序号为元素的原子序数。
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
中性原子:
质子数=核外电子数
阳离子:
质子数=核外电子数+所带电荷数
阴离子:
质子数=核外电子数-所带电荷数
2.原子表达式及其含义
A表示X原子的质量数;
Z表示元素X的质子数;
d表示微粒中X原子的个数;
c±
表示微粒所带的电荷数;
±
b表示微粒中X元素的化合价。
2.原子结构的特殊性(1~18号元素)
(1)原子核中没有中子的原子:
11H。
(2)最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等:
4Be、18Ar;
②最外层电子数是次外层电子数2倍:
6C;
③最外层电子数是次外层电子数3倍:
8O;
④最外层电子数是次外层电子数4倍:
10Ne;
⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍:
3Li、14Si。
(3)电子层数与最外层电子数相等:
1H、4Be、13Al。
(4)电子总数为最外层电子数2倍:
4Be。
(5)次外层电子数为最外层电子数2倍:
3Li、14Si
(6)内层电子总数是最外层电子数2倍:
3Li、15P。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点
(1).常见的等电子体
①2个电子的微粒。
分子:
He、H2;
离子:
Li+、H-、Be2+。
②10个电子的微粒。
Ne、HF、H2O、NH3、CH4;
Na+、Mg2+、Al3+、
NH+4、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH-2等。
③18个电子的微粒。
Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4(联氨)、C2H6(CH3CH3)、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH(羟氨);
K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-2等。
(2).等质子数的微粒
分子。
14个质子:
N2、CO、C2H2;
16个质子:
S、O2。
离子。
9个质子:
F-、OH-、NH-2;
11个质子:
Na+、H3O+、NH+4;
17个质子:
HS-、Cl-。
(3).等式量的微粒
式量为28:
N2、CO、C2H4;
式量为46:
CH3CH2OH、HCOOH;
式量为98:
H3PO4、H2SO4;
式量为32:
S、O2;
式量为100:
CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
二.元素周期表和元素周期律
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
具体表现形式
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列;
编排依据
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)
七主七副零和八
三长三短一不全
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
1.元素周期律及其实质
(1)定义:
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
(2)实质:
是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化,决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化,进而影响元素的性质出现周期性变化
元素性质
同周期元素(左→右)
同主族元素(上→下)
最外层电子数
逐渐增多(1e—→8e—)
原子半径
逐渐减小(稀有气体最大)
逐渐增大
主要化合价
最高正价:
+1→+7;
最低负价-4→-1;
最低负价=主族序数-8
最高正价相同;
最低负价相同(除F、O外)
最高正价=主族序数
得失电子能力
失能减;
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 高考 化学 专题 物质 结构 元素周期律 必考 考点 理解 记忆