第四部分物质结构元素周期律.doc

第四部分 物质结构 元素周期律
考纲要求
1。能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。
2。在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素原子核外电子排布.
3。通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。知道核素的涵义；认识原子结构相似的一族元素在化学性质上表现出的相似性和递变性；认识元素周期律。
4.认识化学键的涵义，通过实例了解离子键和共价键的形成。
知识网络

第16讲　原子结构与性质
1.考纲解读
考纲内容
能力要求
考向定位
1.了解元素、核素和同位素的含义。
2.了解原子构成.了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
3.了解原子核外电子排布。
1。正确判断同位素、同素异形体、同分异构体、同位素、同种物质的概念。
2。掌握原子结构特点，能够计算原子中质量数与质子数和中子数的关系。
3.正确书写元素周期表中前20号元素的原子结构示意图。
4.了解10电子和18电子的微粒，正确比较原子半径和离子半径的大小。
原子中质子数、中子数和质量数的关系和10电子、18电子的微粒是高考的重点，主要考点有：①判断微粒之间的关系，考查同位素、同素异形体、同分异构体、同位素、同种物质的概念；②通过同位素的计算考查质量数与质子数和中子数的关系；③以10电子和18电子的微粒为载体，综合考查重要的化学反应，微粒中质子数、中子数、电子数等的计算，离子半径的比较等。
今后的命题方向：选择题中考查原子结构的简单计算、同位素的概念以及阿伏加德罗常数；通过10电子和18电子的微粒综合考查了物质结构和性质。
考点1 原子结构
决定原子种类
1、原子的构成
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
2、三个基本关系
（1）数量关系:质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中）
（2）电性关系:
①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：质子数〉核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数
③阴离子中：质子数〈核外电子数 或 质子数=核外电子数—电荷数
（3）质量关系:质量数 = 质子数 + 中子数
［特别提醒]
对于公式：质量数（A)=质子数（Z)+中子数(N)，无论原子还是离子，该公式均适应。
原子可用表示，质量数A写在原子的右上角，质子数Z写在原子的左下角,上下两数值的差值即为中子数。原子周围右上角以及右下角或上面均可出现标注，注意不同位置标注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作n；右下角为微粒中所含X原子的个数，上面标注的是化合价，写作n形式,注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同位素形成的过氧根离子，可写作O(-1).
考点2 原子核外电子排布规律

核
外
电
子
排
布
规
律

1
各电子层最多能容纳 2n2 个电子
即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7
代表符号 K L M N O P Q
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
2
最外层电子数目不超过 8 个(K层为最外层时不超过2个）.
3
次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。

4
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层.

注意
事项
1。以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
［特别提醒］1-18号元素的原子结构特性:
①原子核中无中子的原子:11H。
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar.
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素:Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al.
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
考点3 相对原子质量
定义:以12C原子质量的1/12（约1.66×10—27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）
原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如:一个氯原子的m（35Cl）=5。81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量,
相对 诸量 如35Cl为34。969，37Cl为36.966。
原子 比较 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl为35，37Cl为37.
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：Ar（Cl)=Ar(35Cl）×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
考点4 微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒
1．原子半径和离子半径
原
子
半
径
1.电子层数相同时（同周期元素）,随原子序数递增，原子半径减小
例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
2。最外层电子数相同时（同主族元素）,随电子层数递增原子半径增大.
例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
离
子
半
径
1。同种元素的离子半径：阴离子大于原子,原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例:Cl―＞Cl,Fe＞Fe2＋＞Fe3＋
2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。例：O2―＞F―＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
3.带相同电荷的离子（同主族元素的离子），电子层越多，半径越大。
例：Li＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋；O2―＜S2―＜Se2―
4。带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较.
例：比较K＋与Mg2＋可选Na＋或Ca2＋为参照可知K＋＞Na＋（或Ca2＋）＞Mg2＋
2．10电子的微粒：
（1）分子: Ne、CH4、NH3、H2O、HF ;
(2）离子: Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2—、H3O+、OH—、O2-、F— 。
3．18电子的微粒：2．（1)
（1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；
(2）离子： S2—、Cl-、K+、Ca2+、HS- .
[特别提醒]：
记忆10电子微粒的方法:首先找出10电子的原子（单原子分子）Ne，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物:CH4～HF，向后寻找金属形成的阳离子：Na+～Al3+.在氢化物的基础上增加或减少H+，可构成一系列的离子.
记忆18电子的微粒方法：首先找出18电子的原子（单原子分子)Ar，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：SiH4~HCl，向后寻找金属形成的阳离子:K+～Ca2+。在氢化物的基础上减少H+,可构成一系列的离子。还有部分18电子的分子可通过10电子的氢化物分析得到，10电子的氢化物分子去掉一个H得到9电子的基团:—CH3、-NH2、-OH、—F，这些基团两两结合可形成18电子的分子。
第17讲　元素周期律与元素周期表
1。考纲解读
考纲内容
能力要求
考向定位
1.掌握元素周期律的实质.了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
2.以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3.以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4。了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
1.了解元素周期表的结构特点，能够正确根据原子序数判断常见元素在周期表中的位置，掌握元素性质的递变规律。
2.能够设计合理的实验验证第三周期元素金属性和非金属性的强弱.
3.了解金属和非金属在元素周期表中的位置和递变规律，能够根据递变规律理解元素周期表的应用。

元素周期表的结构和元素性质的递便规律是高考的重点，主要考点有：①以新元素的发现考查元素在周期表中的位置，根据元素周期律考查可能具有的性质；②通过元素推断，考查元素在周期表中的位置、金属性、非金属性、原子半径、离子半径等知识以及元素化合物知识；③综合考查原子结构、元素在周期表中的位置和元素性质三者的关系。
今后的命题方向：选择题中通过新元素的发现考查原子结构和元素位置、元素性质的推断；在综合的元素推断题中，通过元素推断，考查元素化合物、有机化学、电化学、化学反应与能量、化学实验等重要知识。
考点1 元素周期表的结构
元素周期表的结构
位置与结构的关系
周

期

周期序数
元素的种数
1.周期序数＝ 电子层数
2。对同主族元素
若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3,则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短
周
期
第一周期
① 2种
第二周期
② 8种
第三周期
③ 8种
长
周
期
第四周期
④ 18种
第五周期
⑤ 18种
第六周期
⑥ 32种
第七周期
⑦ 32种（如果排满）

族
主
族
ⅠA族～
ⅦA族
由长周期和短周期元素共同构成的族
最外层电子数= 主族族数 =价电子数
零 族

最外层电子数均为8个（He为2个除外）
副
族
IB族~
ⅦB族
只由长周期元素构成的族
最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～2个。

第Ⅷ族
有三列元素（8、9、10三个纵行）

特别提醒：
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目,我们可以快速确定惰性气体的原子序数.各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。
考点2 元素周期律
涵 义
元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实 质
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化
核外电子
排布
最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径
原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外）呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定,它是反映结构的一个参考数据。
主要
化合价
最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA族)有负价,从 -4 递变至 -1 。（稀有气体元素化合价为零）， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 8-最外层电子数 。
元素及化合物的性质
金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化.这是由于在一个周期内的元素,电子层数相同，最外层电子数逐渐增多,核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
特别提醒
作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如Xm+、Ym-、Z（m+1)+、W（m+1）—四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质金属性和非金属性强弱等,我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。
考点3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律
1.根据元素周期表的知识进行判断
①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强.元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
②同一主族,从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱.元素周期表左边为活泼的金属元素,右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少,但具有十分明显的递变性.
2。根据元素的单质及其化合物的性质进行判断.
（1)金属性强弱判断原则
①根据单质与水(或酸)反应,置换出水(或酸）中的氢的难易程度来判断：
一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强,与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,则对应的金属元素的金属性就越强.反之，则越弱.
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断:
一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀.
（2)非金属性强弱判断原则
①根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：
一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易,或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱.
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：
一般地,元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强"置换“弱”.
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性)强弱来判断:
一般情况下，非金属阴离子的还原性越强,则对应的非金属单质的氧化性越弱,非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：，2Cu＋S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。
特别提醒
一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性越强。故元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的.
考点4 元素“位—构—性”之间的关系

特别提醒:元素性质和物质结构的常用的突破口
（1）形成化合物种类最多的元素是碳。
(2)某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。
（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。
（4）常温下呈液态的非金属单质是溴,金属单质是汞。
（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。
（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al元素。
（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。
（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯.
（9）单质的硬度最大的元素是碳。
（10)化学式为A2B2形的化合物，则只可能为Na2O2、H2O2、C2H2。
第18讲　化学键
一、考纲解读
考纲内容
能力要求
考向定位
了解化学键定义；离子键、共价键的形成；共价键的极性与分子的极性。
了解化学键的定义；了解离子键、共价键的形成；了解分子的空间构型；了解共价键的极性与分子的极性；能正确判断极性分子和非极性分子；能正确比较离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体的熔、沸点高低,硬度大小.
化学键与分子结构知识是物质结构的一部分，是高考的高频考点之一。从历年考题来看,既可以直接考查了化学键、离子键、共价键、分子的极性、键参数、电子式的书写,又可以考查物质结构与性质的关系，还可以贯穿到填空题、实验题当中，体现“学以致用"的新课标理念.
考点1 化学键类型
1.化学键的类型
化学键
类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
特别提醒：
1.离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素组成，或者由铵根离子和不活泼的非金属元素组成;共价键一般由非金属元素组成;而金属键则存在于金属单质内部。
2.离子三特征:
离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子数；阴离子电荷是相应原子得到的电子数.
离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结构与在周期表中离它最近的惰性气体原子结构相同。
离子的半径：离子半径大小近似反映了离子的大小。一般来说,电子层数相同的离子,随着核电荷数的增大,离子半径减小。
3.共价键三参数
键能：折开1mol共价键所吸收的能量(KJ/mol)。键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。
键长:两个成键原子核间的（平均)距离。键长越短，键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。
键角：分子中两个键轴间的夹角。它决定了分子的空间构型.
2。共价键的类型

非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键，共用电子对没有发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，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
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
特别提醒:
极性共价键参与形成化合价，非极性共价键不参与形成化合价。共价化合物中，假设共用电子全部转移到非金属性相对强的一方原子后，成键原子所“得”或所“失"的电子数就是该元素的合化价。如：H2O2，Na2O2中O为—1价，FeS2中的S为—1价.
考点3 氢键
1.氢键的形成条件
如两个分子中都存在强极性共价键 X—H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径较小，非金属性很强的原子 F、O、N。若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个是不同的分子,X、Y 则为不同的原子。当一个分子中的氢与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。这种由氢原子与另一分子中原子半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键.可表示为 X－H…Y－H ，可见只有在分子中具有 H－F、H－O、H－N 等结构条件的分子间才能形成氢键。氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力），但它比分子间作用力稍强.
2。氢键对物质物理性质的影响
氢键的形成加强了分子间的作用力,使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如HF、H2O、NH3的沸点都比它们各自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70℃）也比乙烷的沸点(—86℃）高出很多。此外，如NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。
名师指引：
1.离子晶体内部存在的是离子键，离子晶体熔化、气化、溶于水或参加化学反应都必须要破坏离子键.
2。原子晶体内部存在的是共价键，原子晶体熔化、气化或参加化学反应都必须要破坏共价键。
3。金属晶体内部存在的是金属键，金属晶体熔化、气化或参加化学反应都必须要破坏金属键。
4.分子晶体内部存在的是共价键，分子晶体溶于水或参加化学反应必须要破坏共价键；但分子晶体熔化、气化则只需要克服分子间的作用力就行了.
1。四种晶体类型的比较：
项 目
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
组成微粒
阴阳离子
原子
分子
金属阳离子,自由电子
微粒间
作用
离子键
(较大）
共价键
（很强）
范德华力
（很弱）
金属键
（不定）
熔沸点、
硬度
熔沸较高、
硬度较大
熔沸很高、
硬度很大
熔沸低、
硬度小
不定,但多数熔沸较高、硬度较硬

导电性
熔融态或在水溶液中能导电
一般为非导体
非导体，熔融态不导电，水溶液可能导电
良好的导电、导热性;良好的延展性和具有金属光泽
典型
实例
NaCl、NH4Cl、BaSO4、CaO、Na2O、 Na2O2
金刚石、单晶硅、 二氧化硅、碳化硅、
Ar、CO2、P4、 H2O、H2S HCl、H3PO4、H2SO4
Cu、Au、Na等单质或金属合金
2.物质熔、沸点高低比较：
(1)不同晶型：一般说熔沸点是：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体
(2）同类晶型:
①原子晶体：熔沸点高低取决于共价键的键能和键长，键能越大,键长越短，熔沸点越高.如熔点： 金刚石＞碳化硅＞晶体硅；
②离子晶体：熔沸点高低取决于离子键的强度.一般说，离子半径小，离子电荷多，离子键强度大，熔沸点高。如：下列离子化合物熔沸点 KF＞KCl＞KBr ; MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl
③分子晶体：熔沸点高低取决于分子间的作用力(范德华力)。一般来说，对于组成和结构相似的分子，随分子量的增大，分子间力增大，其熔沸点升高。如:沸点 O2＞ N2　；在同分异构体中，支链直多的沸点反而低.如：沸点 正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；如分子间存在氢键的，其熔、沸点要比同类物质的高。
④金属晶体:熔、沸点的高低取决于金属键的强弱。一般来说，金属离子半径越小,金属阳离子带的电荷数越多，则其金属键越强，金属单质的熔、沸点也就越高.