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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 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.最外电子数同则同纵,周期,短（1.2.3）
2、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8；次外层18;能量最低原理 最外层电子决定元素化学性质,原子通过电子转移或共用电子对,化学键,离子键 离子化合物 离子晶体,共价键,金属键 金属晶体,极性键 非极性键 配位键,描述,键长 键角 键能,决定分子构型,分子,分子的形成 分子的极性 分子的作用力,范德华力,影响物质的物理性质,网状结构 原子晶体,极性分子 非极性分子,分子晶体,三.三种微粒六种量，
3、两素概念算清帐. 1.三种微粒 1）比较,微粒 质量 相对质量 电性 意义 质子 1.672610-27kg 1.007 一个单位正电荷 决定元素的种类 中子 1.6743 10-27kg 1.008 不带电、中性 决定同位素和质量数 电子 9.109510-27kg 1/1836 一个单位负电荷 价电子决定元素化性,原子核,原子,2）核组成符号 AZX,质子：Z 个 中子：A-Z 个 核外电子：Z个,3）两个关系式 原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 （阴、阳离子=？） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）,2.六种量 量 概念 意义 质子数 质子的数目 决定元素的种类和“位置”
4、 中子数 中子的数目 决定原子的物性和质量数 电子数 电子的数目 价电子决定元素的化学性质 质量数 质子数与中子数之和 决定原子的近似原子量 元素平均原子量:A=A1x1+ A2x2+ A3x3 元素近似平均原子量：A=A1x1+ A2x2+ A3x3 其中 A1 A2 A3为各同位素的原子量 A1 A2 A3为各同位素的质量数 x1 x2 x3 为各同位素的丰度或摩尔分数,四.一种状态二原理，一套规律要记详 1.一种状态：核外电子运动状态 1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。,2）电子层,概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区
5、域 符号： K L M N O P Q 电子层数： 1 2 3 4 5 6 7 能量： 低高 离核距离：近远,记忆,2.二原理 1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。 2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电子 层，后占能量高的电子层。 3.一套规律要记详：核外电子排布规律 1）每个电子层最多排2n2个电子 2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 32 3）先占内层，后占外层 要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写 方法：记住每周期稀有气体的结构简图 IA IIA外延；IIIAIIVA内推,五.三键一力四数据，两种分子四晶体 1.三键比较,化学键 概念
6、 作用点 特征 形成条件和规律 示例,离子键,阴阳离子间静电作用,离子,无方向性无饱和性,金属(NH4+)与非金属或酸根,盐、碱金属氧化物,共 价 键,极性键,非极性键,配位键,原子间共用电子对,偏 不偏 一方提供,不同原子 相同原子 特殊原子,有方向性和饱和性,原子有未成对电子电子云要重叠,不同非金属元素之间,同种非金属元素之间,一方有孤对电子，一方有空轨道,CO HX X2 O2 H2O2 H3O+ NH4+,金属键,金属离子和自由电子间的静电作用,金属离子和自由电子间,无方向性无饱和性,金属单质和合金,2.一力：分子间作用力（范德华力） 1）概念：存在于分子之间的微弱作用力。（只有分子晶
7、体有） 2）意义：决定分子晶体的物理性质。如力越大熔沸点越高,组成和结构相似：分子量越大，力越大。 如熔沸点 CF4HCl异戊烷新戊烷,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
8、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
9、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 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
10、 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 MgOMgCl2NaClKClKBr 原子晶体：比较共价键强弱（看键
11、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 ;NaMgAl,例1(99s)下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr B (阳离子小阴离子大) 例2(99)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N2 B.D 例3(98)下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A.光气(COCl2)
12、B.六氟化硫 C.二氟化氙 D.三氟化硼 A. 用排除法 例4(93)下列各分子中所有原子不能都满足最外层8电子结构的是 A.CO2 B.PCl3 C.CCl4 D.NO2 D.用排除法,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 3216S,2.四图式,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
13、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
14、(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+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
15、（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
16、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 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
17、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
18、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 Rh,C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 KOHNaOHL
19、iOH 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 比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照） 推断一些未知元素及其化合物的性质 预测88Ra的性质,（08全国卷1，7.）下列化合物，按其品体的熔点由高到低排列正确的是 A.SiO2 CaCl CBr4 CF2 B.SiO2 CsCl CF4 CBr4 C.CsCl SiO2 CBr4 CF4 D.CF4 CBr4 CsCl SiO2,27.（15分）V、W、X、Y、Z是由周期表中120号部分元素组成的5倍化合物，其中V、W、X、Z均为两种元素组成，上述5种化合物涉及的所有元素的原子序数之和等于35。它们之间的反应关系如下图： （1）5种化合物分别是V 、W 、X 、Y 、Z ：（填化学式） （2）由上述5种化合物中2种化合物反应可生成一种新化合物，它包含了5种化合物中的所有元素，生成该化合物的化学方程式是 ： （3）V的电子式是 。,