b版浙江鸭专用2019版高考化学总复习第二部分专题七物质结构基次件

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1、专题七 物质结构基础,化学（浙江选考专用）,考点一 原子结构和核外电子排布,考点清单,知识梳理 一、原子结构 1.原子结构模型的演变 对原子结构模型的猜想经历了下列演变: 道尔顿 “实心球式”模 型 汤姆生 “葡萄干面包式”模型 卢瑟福 “行星绕太 阳核式”模型 玻尔 “电子分层运动式” 模型原子的“电子 云”模型。人类认识原子的过程是漫长的,也是无止境的。 2.原子的构成 原子 X),(1)数量关系:质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) (2)电性关系:核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数 4.质量数与原子质量、相对原子质量、摩尔质量在数值上的关系=相对原子质量=摩尔质量(gmol-1

2、)质量数 特别提醒 (1)质子数决定元素的种类,质子数相同的原子则属于同一 种元素。 (2)在原子中,核电荷数=核外电子数,当核外电子数核电荷数时为离 子,离子所带的电荷数=|质子数-核外电子数|。,3.有关原子结构中的等量关系,二、原子核外电子排布 1.原子核外电子排布规律 (1)能量规律 核外电子总是先排布在能量低的电子层里,然后依次进入能量较高的电 子层(能量最低原理)。 (2)数量规律 a.原子核外各电子层最多容纳 2n2 (n为电子层序数)个电子。 b.原子最外层电子数目不能超过 8 个(K 层为最外层时不能超过2 个),次外层电子数目不能超过 18 个(K 层为次外层时不能超过2个

3、,L层为次外层时不能超过8个),倒数第三层电子数目不能超过 32 个。,2.原子的稳定结构 原子最外层有 8 个电子的结构(最外层为K层时有2个电子的结构)是相对稳定的结构。 3.原子结构示意图 原子结构示意图中,圆圈表示原子核,圆圈内的数字表示原子核内的质 子数,正号表示原子核带正电荷。如硫原子的结构示意图为 。 规律总结 原子的结构特征 (1)原子核中无中子的原子是 H。,(3)最外层有2个电子的短周期元素是He、Be、Mg。 (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar。 (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C,是次外层电子数3 倍的元素是O,是次外层电子数4倍的元素是N

4、e。 (6)电子层数与最外层电子数相等的短周期元素是H、Be、Al。 (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素是Be。 (8)次外层电子数是最外层电子数2倍的短周期元素是Li、Si。 (9)内层电子数之和是最外层电子数2倍的短周期元素是Li、P。 三、元素、核素和同位素 1.元素 具有相同的 核电荷数(或质子数) 的同一类原子的总称。,(2)最外层有1个电子的短周期元素是H、Li、Na。,2.核素 具有一定 质子数 和一定 中子数 的一种原子称为一种核 素。 3.同位素 (1)概念: 质子数 相同、 中子数(或质量数) 不同的 核素 互称为同位素。 (2)同位素的特性 a.各种同位素的 化学性质

5、 几乎完全相同,这是因为同位素的质子 数相同。 b.各种同位素的 物理性质 不同。因为同位素的 质量数 不 同,所以它们的单质和化合物的密度、熔沸点等物理性质必然有所不同。,c.各种同位素在自然界中所占的原子个数百分比(又叫丰度)基本不 变。天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素所 占的物质的量分数是一定的。 (3)同位素的应用H H 用作制造氢弹的原料 U是制造原子弹的原料和核反应 堆的燃料 C用于考古。 特别提醒 同位素、核素概念理解的五个易错点 (1)一种元素可以有多种核素,也可能只有一种核素,故核素种类远大于 元素种类。 (2)有多少种核素就有多少种原子。,(3)同位

6、素:“位”即核素的位置相同,同位素在元素周期表中占同一个 位置。 (4)不同的核素可能具有相同的质子数,如 H和 H;也可能具有相同的中 子数,如 C 与 O;也可能具有相同的质量数,如 C与 N;也可能质子 数、中子数、质量数均不相同,如 H 与 C。 (5)核变化不属于物理变化,也不属于化学变化。,规律总结 元素、核素、同素异形体、同位素的比较,考点二 元素周期律与元素周期表,知识梳理 一、元素周期律 1.原子序数 按核电荷数由小到大的顺序给元素编号,这种编号叫做原子序数。在原 子中,原子序数= 核电荷 数= 质子 数= 核外电子 数。 2.元素周期律 (1)内容:元素的性质随着元素 原子

7、序数 的递增而呈 周期性 变化的规律。 (2)具体表现 a.随着原子序数的递增,元素的原子最外层电子排布呈现 由18 的周期性变化(第一周期除外)。,b.随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现 由大小 的周期性 变化(稀有气体元素除外)。 c.随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现最高正价 由+1+7 (O、F除外)、最低负价 由-4-1 的周期性变化,且同一非金属 元素化合价有如下关系:最高正价+最低负价的绝对值= 8 (H、O、F除外)。 3.实质 原子 核外电子排布 呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变 化。 二、元素周期表及其应用 1.元素周期表的结构(7个周期,16个族),2.元

8、素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素 在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之 间可相互推断。,3.元素在周期表中的位置与结构、性质之间的重要规律 (1)元素周期表中主族元素性质的递变规律,(2)由元素周期表归纳电子排布规律 a.最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。 b.最外层有1个或2个电子,则可能是A族、A族元素,也可能是副族 元素、第族元素或0族元素氦。 c.最外层电子数比次外层电子数多的短周期元素一定位于第二周期。 d.某元素阴离子的最外层电子数与次外层相同,该元素位于第三周期。

9、 e.电子层结构相同的离子,若电性相同,则对应的元素位于同周期;若电 性不同,则阳离子对应的元素位于阴离子对应的元素的下一周期。 (3)由元素周期表归纳元素化合价的规律 a.主族元素的最高正价等于主族序数,等于主族元素原子的最外层电子 数(氧、氟除外)。非金属元素除氢外,均不能形成简单阳离子,金属元素,不能形成简单阴离子。 b.最高正价与最低负价的绝对值之和为8,与最低负价的绝对值之差为 0、2、4、6的主族元素依次位于A、A、A、A族。 4.元素周期表的应用 (1)预测元素的性质:常见题目是给出一种不常见的主族元素,推测该元 素及其单质或化合物所具有的性质,如下图所示:(2)启发人们在一定区

10、域内寻找某些物质(如农药、半导体、催化剂 等)。,考点三 微粒之间的相互作用和物质的多样性,知识梳理 一、化学键 1.化学键 (1)概念:物质中直接相邻的原子或离子间存在的强烈的相互作用 。 (2)分类 化学键,极性,2.离子键和共价键,特别提醒 化学键的存在形式要分清离子键和共价键的本质、含义及表示方法,明确化学键的意义, 要特别弄清以下五个问题: (1)由金属元素与非金属元素形成的化学键不一定是离子键。如BeCl 2、,AlCl3等都含有共价键,它们是共价化合物。 (2)由阳离子和阴离子结合形成的化合物不一定是离子化合物。如H+ OH- H2O,2H+C CO2+H2O。 (3)由两种共价

11、化合物结合形成的化合物不一定是共价化合物。如NH3 +HCl NH4Cl。 (4)有化学键被破坏的变化不一定是化学变化。如HCl溶于水,NaCl熔化 等都有化学键被破坏,但都属于物理变化。 (5)用化学键强弱可解释物质的化学性质,也可解释物质的物理性质。 根据不同的物质类型,有的物质发生物理变化时要克服化学键。如比较 金刚石、晶体硅的熔点高低要用化学键强弱来解释。而HF、HCl、 HBr、HI中的化学键强弱只能解释其化学性质,它们的物理性质与HX键的强弱无关。,3.电子式 电子式是表示物质结构的一种式子,其写法是在元素符号的周围用 “”或“”等表示原子或离子的最外层电子,并用“n+”或“n-”

12、(n 为正整数)表示离子所带电荷。书写时要注意以下几点: (1)同一个式子中同一元素原子的电子要用同一符号表示,都用“”或 “”。 如Mg不能写成Mg。 (2)主族元素的简单离子中,阳离子的电子式就是离子符号。如Mg2+既 是镁离子符号,也是镁离子的电子式。阴离子的最外层一般是8电子稳 定结构,在表示电子的符号外加方括号,方括号的右上角标明所带电荷。,(3)离子化合物中阴、阳离子个数比不是11时,要注意每一个离子都 与带相反电荷的离子直接相邻的原则。 如MgCl2的电子式为 -Mg2+ -,不能写成 或 (4)写双原子分子的非金属单质的电子式时,要注意共用电子对的数目 和表示方法。,(5)要注

13、意共价化合物与离子化合物电子式的区别。前者不加方括号, 不写表示电荷的符号,后者阴离子和复杂阳离子(如N )加方括号,方括 号外写表示电荷的符号。 如H2O的电子式为 ,不能写成 。 二、分子间作用力和氢键 1.分子间作用力 (1)概念: 分子 间存在着将分子聚集在一起的作用力,这种作用力 称为分子间作用力,分子间作用力包括 范德华力 和氢键。 (2)特征 1)分子间作用力比化学键弱得多,比化学键小12个数量级。 2)分子间作用力主要影响物质的 熔、沸点 和 溶解性 等物,理性质,而化学键主要影响物质的化学性质。如水从液态转化为气态只 需要克服分子间作用力,不需要破坏化学键。一般地, 组成和结

14、构相似 的由分子构成的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔、沸点 越高。 (3)存在 一般存在于大多数共价化合物和非金属单质的分子之间,如H2O、P4等; 也可以存在于混合物的不同分子间,如液态空气中N2和O2分子之间。 2.氢键 (1)概念:分子间存在着一种比范德华力 稍强 的相互作用即氢 键。 (2)形成条件:除H原子外,形成氢键的原子通常是 N、O、F 。,(3)存在作用:分子间氢键会使物质的熔点和沸点 升高 。 (4)实例:水分子间的氢键,是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中 的氧原子之间所形成的分子间作用力。水分子间的氢键使水分子间作 用力增强,因此水有较高的沸点。在冰晶体

15、中,水分子间形成的氢键比 液态水中形成的氢键多,水分子间所形成的氢键使冰的微观结构里存在 较大的空隙,因此,相同温度下冰的密度比水小。除水以外,NH3、HF、 C2H5OH分子间也存在着氢键,因此它们的熔、沸点等明显高于组成、 结构相似的同主族其他元素的化合物。,3.常见共价分子的结构模型和空间构型,三、常见晶体的类型及性质 1.离子晶体 (1)构成离子晶体的基本微粒是 阴、阳离子 ,不存在单个的 分子 ,因此离子晶体只能以化学式表示,而无分子式,在化学式中也只 能表示阴、阳离子的个数比。 (2)离子晶体是通过较强的 离子键 形成的,破坏它需 较高 的能量,因此离子晶体的熔、沸点 较高 。 2.原子晶体和分子晶体 (1)构成原子晶体的微粒是 原子 ,其化学式也只能表示各 原 子的个数比 。 (2)分子晶体中有真正的 分子 存在。分子与分子之间依靠,