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1、物质结构基本理论第一节.物质结构、元素周期律 第二节.化学反应速率 第三节.电解质溶液第一节.物质结构、元素周期律 一.知识要点：（口诀）物质结构1.三种微粒六种量，两素概念算清帐；2.一种状态二原理，一套规律要记详；3.三键一力四数据，两种分子四晶体；4.四种符号四图式，一定联系周期律。元素周期律1.周期表格要牢记，变化体现周期律；2.七主七副七周期，VIII族零族镧锕系；3.同族金增非递减，同周金减非增递；4.元素排布分四区，三角变化有联系。 二.知识体系物质结构原子原子核核外电子原子 序数核电 荷数元素元素 周期 表元素 周期 律编排 原则1.按序数从左到右2.电子层同则同行3.最外电子
2、数同则同纵周期短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）族：7主、7副、零、VIII性质递变规律：同周期、同族质子中子随着原子序数的递增，原 子结构 原子半径、主要化 合价呈周期性变化质量数同位素原子量运动状态（电子云）排布规律：最多2n2；最外层HCl异戊烷新戊烷3）影响因素：4）与化学键的比较化学键 分子间力概念 原子或离子间强烈相互作用 分子间微弱的相互作用范围 分子内或离子、原子、金属晶体内 分子间能量 键能一般为120800kJ/mol 约几个十几个kJ/mol性质影响 主要影响物质的化学性质 主要影响物质的物理性质3.四数据1）原子半径概念：成键原子核间距离的一半。变化规律：与离
3、子半径关系：原子半径相应的阳离子半径 意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。比较微粒大小的依据（三看）一看电子层数：电子层数越多半径越大 NaNa+二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。S2-Cl-ArK+Ca2+; O2-F-NeNa+Mg2+Al3+三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。 Cl-Cl;Fe2+Fe3+2）键长、键角、键能概念 意义键长 成键两原子核间的平均距离 键长越短键越强结合越牢固键能 形成1mol化学键所放出的能量 键能越大键越强结合越牢固键角 分子内相邻两共价键之间的夹角 决定分子构型，判断分子极性4.两种分子（极性、非
4、极性分子）分子 极性分子 非极性分子概念 正负电荷中心不重和 正负电荷中心重和 判断 极性键、结构不对称 非极性键或极性键、结构对称实例 双原子 CO NO HX X2 H2 O2 N2叁原子(AB2) V型 H2O H2S NO2 SO2 直线型 CO2 CS2 肆原子(AB3) 三角锥型 NH3 PH3 平面正三角 BF3 SO3 ( P4,C2H2)五原子(AB4) CHCl3 CH2Cl2 CH3Cl 正四面体 CH4 CCl4 5.四晶体晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体概念 离子间离子键 原子间共价键 分子间分子力 金属离子和e金属键晶体质点 阴、阳离子 原子 分子
5、金属离子原子和e作用力 离子键 共价键 分子间力 金属键物理性质熔沸点 较高 最高 很低 一般高少数低硬度 较硬 最硬 硬度小 多数硬少数软溶解性 易溶于水 难溶任何溶剂 相似相溶 难溶导电性 溶、熔可 硅、石墨可 部分水溶液可 固、熔可实例 盐MOH MO C Si SiO2 SiC HX XOn HXOn 金属或合金物质熔沸点高低的比较1.晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高，只有分子晶体熔化时不破坏化学键2.不同晶体（一般）：原子晶体离子晶体分子晶体熔点范围 ： 上千度几千度 近千度几百度 多数零下最多几百度3.同种晶体离子晶体：比较离子键强弱，离子半径越小，电荷越多，熔沸点越高 MgOM
6、gCl2NaClKClKBr原子晶体：比较共价键强弱（看键能和键长）金刚石(C) 水晶(SiO2) SiC Si分子晶体：比较分子间力1）组成和结构相似时，分子量越大熔沸点越高 F2异戊烷新戊烷金属晶体：比较金属键，熔沸点同族从上到下减小，同周期从左到右增大。LiNaKRbCs ;NaBC B. BAC C. CAB D. CBAB.例12(96)关于化学键的下列叙述中正确的是 A.离子化合物中可能含有共价键 C.离子化合物中只含离子键 B.共价化合物中可能含有离子键 D.共价化合物不含离子键A.D例13(96s)下列过程中共价键被破坏的是 A.碘升华 B.溴蒸气被木炭吸附 C.酒精溶于水 D
7、.HCl气体溶于水D.六.四种符号四图式，一定联系周期律1.四种符号元素符号：Al S离子符号：Al3+ S2- (SO42-)价标符号：Al+3 S-2 (SO4-2)核组成符号：2713Al 3216S2.四图式化学式 Na2O2 NH4Cl C2H4 NH3电子式结构式结构简式3.周期律概念： 元素的性质（原子半径、主要化合价）随着原子序数的 递增而呈周期性的变化规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从上到下渐大。主要化合价：+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化 (18) 金属性、非金属性、还原 性、氧化
8、性、氢化物稳定 性、最高价氧化物的水化 物酸碱性7.元素周期表1)周期表格要牢记，变化体现周期律，七主七副七周期，VIII族零族镧锕系元 素 周 期 表编排 原则1.按原子序数递增的顺序从左到右排列2.将电子层数相同元素排成一个横行3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行构造周期：表中的每一横行。短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）族： 7主 (长短周期元素)、7副 (仅有长周期元素)、 零(稀有气体)、VIII(8.9.10三纵行)镧锕系:为紧凑周期表而列在外。要求能画简易周期表（主族和前四周期）18纵7横，IVIII; I0。高A低 B。练习记忆：1）原子序数：记两头推中间（1H+2
9、+8+8+18+18+32+32）2）每周期所含元素（2. 8. 8. 18. 18. 32. 23）3）稀有气体结构（内推本周期IIIAVIIA,外推下周期 IA IIA）2)原子结构 变化规律同周期电子层数=周期序数最外层电子数从左到右 17（8）同主族电子层数从上到下依次增大最外层电子数=族序数=价电子数=最高正价数3)同族金增非递减，同周金减非增递内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加最外电子数 逐渐增加（18） 相同（等于族序数）最高正价 +1+7 等于族序数原子半径 逐渐减小 逐渐增大离子半径 阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大得电
10、子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱失电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强金属性 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水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱A.同周期元素性质变化规律 族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA最外电子数 1 2 3 4 5 6 7原子半径 大小得(失)电子能力 弱（强）强（弱）氧化(还原)性 弱（强）强（弱）最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7对应氧化物 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7对应水化物 ROH R(OH)2 R(OH)3
11、H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4酸碱性 碱性渐弱， 酸性渐强最低负价 -4 -3 -2 -1对应氢化物 RH4 RH3 H2R HR稳定性 逐渐增强溶于水酸碱性 碱性渐弱，酸性渐强B.判断金属性和非金属性的依据证明金属性同条件下与水或酸，越易越强。最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强相互置换电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强证明非金属性最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性相互置换电解时后氧化的非金属性强4).元素排布分四区，三角变化有联系位置性质结构最外层电子数电子层数（族）纵（横）周期原子序数相似性递变性1.主要化合价2.最
12、高价氧化物及其水化物的组成3.氢化物组成1.金属性与非金属性2.“水化物”的酸碱性3.氢化物的稳定性5）周期表的应用A.推断元素位置、结构和性质元素名称元素特征周期数、族数原子序数原子量物理或化学特性原子结构特征含量等其它特征元素的性质原子或离子结构最高或最低化合价根据分子式的计算根据化学方程式的计算B 特 殊 知 识 点找 元 素 之 最最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最轻的金属Li、最轻的非金属H2最高熔沸点是C、最低熔沸点是He最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属 Al O找半导体：在“折线”附近 Si Ge Ga找农药： 在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素 Fe Ni Pt Pd RhC 比 较 或 推 断 一 些 性 质比较同族元素的 金属性 BaCaMg非金属性 FClBr最高价氧化物的水化物的酸碱性 KOHNaOHLiOH 氢化物的稳定性 CH4SiH4比较同周期元素及其化合物的性质碱性: NaOHMg(OH)2Al(OH)3稳定性: HFH2ONH3比较
