資源簡(jiǎn)介

（5）物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律—高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)大單元知識(shí)清單
一、原子的構(gòu)成
1.原子的構(gòu)成
2.符號(hào) X 中各數(shù)字的含義
3.元素、核素、同位素、同素異形體的聯(lián)系
幾種常見(jiàn)的重要核素及應(yīng)用
【注意】“四同”比較
同位素 同素異形體 同分異構(gòu)體 同系物
概念 質(zhì)子數(shù)相同，中子數(shù)不同的同一種元素的不同原子之間互為同位素 同種元素組成的結(jié)構(gòu)不同的單質(zhì)之間互為同素異形體 分子式相同，結(jié)構(gòu)不同的化合物互為同分異構(gòu)體 結(jié)構(gòu)相似，在分子組成上相差一個(gè)或若干個(gè)CH2原子團(tuán)的物質(zhì)互稱(chēng)同系物
對(duì)象 原子之間 單質(zhì)之間 一般為有機(jī)化合物之間 有機(jī)化合物之間
化學(xué) 性質(zhì) 幾乎完全相同 相似，一定條件下可以相互轉(zhuǎn)變 可能相似也可能不同 相似
實(shí)例 金剛石與石墨、C60；紅磷與白磷 CH3COOH 與HCOOCH3 甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸
二、核外電子排布
1.原子核外電子排布規(guī)律
電子層的表示方法 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
能量規(guī)律 電子能量由低到高
排布規(guī)律 ①每層最多容納的電子數(shù)為2n2個(gè)； ②最外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)(K層為最外層時(shí)電子數(shù)不超過(guò)2個(gè))； ③次外層電子數(shù)不超過(guò)18個(gè)。
2.原子結(jié)構(gòu)示意圖
【拓展】尋找10電子和18電子微粒的方法
（1）10電子微粒：
（2）18電子微粒：
三、元素周期表及其應(yīng)用
1.元素周期表的編排原則
2.元素周期表的結(jié)構(gòu)
①周期：元素周期表有7個(gè)橫行，故有7個(gè)周期。
周期的序數(shù)即為該周期元素具有的電子層數(shù)。每一周期中元素的電子層數(shù)相同，從左到右原子序數(shù)遞增。
②族：元素周期表中有18個(gè)縱列，16個(gè)族。
③常見(jiàn)族的別稱(chēng)
名稱(chēng) ⅠA(除氫外) ⅡA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
別稱(chēng) 堿金屬 堿土金屬 碳族 氮族 氧族 鹵族 稀有氣體
④過(guò)渡元素：元素周期表中從第ⅢB族到第ⅡB族共10個(gè)縱行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多種元素，全部為金屬元素，統(tǒng)稱(chēng)為過(guò)渡元素。由于鑭系和錒系位于第3列，所以元素種類(lèi)最多的族是第ⅢB族。
3.元素周期表中的方格中的元素的信息
4.元素在周期表中的位置關(guān)系
①同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序數(shù)差
②同主族相鄰兩元素原子序數(shù)之差的情況
i. 若為第ⅠA、第ⅡA族元素，則原子序數(shù)之差等于上周期元素所在周期的元素種類(lèi)數(shù)。
ii. 若為ⅢA族至0族元素，則原子序數(shù)之差等于下周期元素所在周期的元素種類(lèi)數(shù)。
③同主族不相鄰兩元素的原子序數(shù)的差。
元素周期表中第一周期至第七周期的元素種類(lèi)數(shù)分別是2，8，8，18，18，32，32，故同主族不相鄰的兩種元素的原子序數(shù)的差是這幾個(gè)數(shù)的和或差，如1H和19K的原子序數(shù)差是2+8+8=18。
5.元素周期表按元素種類(lèi)分區(qū)
①分界線(xiàn)：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫(huà)一條虛線(xiàn)，即為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線(xiàn)。
②各區(qū)位置：分界線(xiàn)左下方為金屬元素區(qū)，分界線(xiàn)右上方為非金屬元素區(qū)。
③分界線(xiàn)附近元素的性質(zhì)：既表現(xiàn)非金屬元素的性質(zhì)，又表現(xiàn)金屬元素的性質(zhì)。
④過(guò)渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個(gè)縱行共六十多種元素，
這些元素都是金屬元素。
⑤鑭系：元素周期表第六周期中，57號(hào)元素鑭到71號(hào)元素镥共15種元素。
⑥錒系：元素周期表第七周期中，89號(hào)元素錒到103號(hào)元素鐒共15種元素。
⑦超鈾元素：在錒系元素中92號(hào)元素鈾(U)以后的各種元素。
6.元素周期表的應(yīng)用
①進(jìn)行科學(xué)預(yù)測(cè)：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測(cè)它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供的線(xiàn)索。
②尋找新材料
③用于工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)
對(duì)探礦有指導(dǎo)意義的是地球化學(xué)元素的分布與它們?cè)谠刂芷诒碇械奈恢藐P(guān)系，研制農(nóng)藥材料等。
四、元素周期律
1.主族元素的周期性變化規(guī)律
項(xiàng)目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結(jié)構(gòu) 電子層數(shù) 相同 逐漸增多
核電荷數(shù) 逐漸增大 逐漸增大
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
離子半徑 陽(yáng)離子逐漸減小 陰離子逐漸減小 r(陰離子)＞r(陽(yáng)離子) 逐漸增大
性質(zhì) 化合價(jià) 最高正化合價(jià)由+1→+7(O、F除外)，負(fù)化合價(jià)＝主族序數(shù)-8 相同，最高正化合價(jià)＝主族序數(shù)(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強(qiáng) 金屬性逐漸增強(qiáng) 非金屬性逐漸減弱
離子的氧化性、還原性 陽(yáng)離子氧化性逐漸增強(qiáng) 陰離子還原性逐漸減弱 陽(yáng)離子氧化性逐漸減弱 陰離子還原性逐漸增強(qiáng)
氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性 逐漸增強(qiáng) 逐漸減弱
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱 酸性逐漸增強(qiáng) 堿性逐漸增強(qiáng) 酸性逐漸減弱
2.元素周期律的應(yīng)用
①比較不同周期、不同主族元素的性質(zhì)
如金屬性：Mg>Al，Ca>Mg，則堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2(填“>”“<”或“＝”)。
②推測(cè)未知元素的某些性質(zhì)
如，已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶。又如，已知鹵族元素的性質(zhì)遞變規(guī)律，可推知元素砹(At)應(yīng)為黑色固體，與氫氣難化合，HAt不穩(wěn)定，水溶液呈酸性，AgAt難溶于水等。
3.元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法
金屬性比較 本質(zhì) 原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)(與原子失電子數(shù)目無(wú)關(guān))
判斷 方法 ①在金屬活動(dòng)性順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)(極少數(shù)例外)
②單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)
③單質(zhì)還原性越強(qiáng)或陽(yáng)離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)
④最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)
⑤若Xn++Y→X+Ym+，則Y比X的金屬性強(qiáng)
⑥元素在周期表中的位置：左邊或下方元素的金屬性強(qiáng)
非金屬性 比較 本質(zhì) 原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)(與原子得電子數(shù)目無(wú)關(guān))
判斷 方法 ①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)
②單質(zhì)氧化性越強(qiáng)或陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)
③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)
④元素在周期表中的位置：右邊或上方元素的非金屬性強(qiáng)
4.對(duì)角線(xiàn)規(guī)則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。例如：
五、化學(xué)鍵
1.構(gòu)成原子的微粒及作用
鍵型 離子鍵 共價(jià)鍵
非極性鍵 極性鍵
概念 使陰、陽(yáng)離子結(jié)合成化合物的靜電作用 原子之間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用（電子云重疊）
特點(diǎn) 陰、陽(yáng)離子間相互作用 共用電子對(duì)不偏移 共用電子對(duì)偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方
成鍵粒子 陰、陽(yáng)離子 原子
成鍵條件 活潑金屬和活潑非金屬 同種元素的原子 不同種元素的原子
存在 離子化合物 非金屬單質(zhì)（稀有氣體除外），某些化合物 共價(jià)化合物，某些離子化合物
示例
2.離子化合物與共價(jià)化合物
比較項(xiàng)目 離子化合物 共價(jià)化合物
導(dǎo)電性 熔融態(tài)或水溶液導(dǎo)電 熔融態(tài)不導(dǎo)電，溶于水有的導(dǎo)電(如硫酸)，有的不導(dǎo)電(如蔗糖)
熔化時(shí)破 壞的作用力 一定破壞離子鍵 一般不破壞共價(jià)鍵
實(shí)例 強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬的氧化物 酸、非金屬的氫化物、非金屬的氧化物
導(dǎo)電性 熔融態(tài)或水溶液導(dǎo)電 熔融態(tài)不導(dǎo)電，溶于水有的導(dǎo)電(如硫酸)，有的不導(dǎo)電(如蔗糖)
熔化時(shí)破 壞的作用力 一定破壞離子鍵 一般不破壞共價(jià)鍵
實(shí)例 強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬的氧化物 酸、非金屬的氫化物、非金屬的氧化物
3.化學(xué)鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
①化學(xué)鍵對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)的影響
金剛石、晶體硅、石英、金剛砂等物質(zhì)硬度大、熔點(diǎn)高，就是因?yàn)檫@些物質(zhì)中的共價(jià)鍵 很強(qiáng)，破壞時(shí)需消耗很多的能量。NaCl等部分離子化合物中有很強(qiáng)的離子鍵 ，故其熔點(diǎn)也較高。
②化學(xué)鍵對(duì)物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的影響
N2分子中有很強(qiáng)的共價(jià)鍵，故在通常狀況下，N2很穩(wěn)定；H2S、HI等分子中的共價(jià)鍵較弱，故它們受熱時(shí)易分解。
4.分子間作用力和氫鍵
（1）分子間作用力
定義 把分子聚集在一起的作用力，又稱(chēng)范德華力
特點(diǎn) ①分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等物理性質(zhì)，而化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)； ②分子間作用力存在于由共價(jià)鍵形成的多數(shù)共價(jià)化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)非金屬單質(zhì)分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價(jià)鍵形成的物質(zhì)，微粒之間不存在分子間作用力
變化規(guī)律 一般來(lái)說(shuō)，對(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)也越高 。例如，熔、沸點(diǎn)：I2＞Br2＞Cl2＞F2
2.氫鍵
定義 分子間存在的一種比分子間作用力稍強(qiáng)的相互作用
形成條件 除H外，形成氫鍵的原子通常是O、F、N
存在 氫鍵存在廣泛，如蛋白質(zhì)分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之間。分子間氫鍵會(huì)使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高

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