物质结构元素周期律07.04.doc

物质结构 元素周期律第一讲 原子结构 一。考点回顾1. 原子的组成：每层最多容纳 个电子最外层不超过 个电子，次外层不超过 个电子填充电子由里向外，能量由 低到高表示方法决定 种类原子AZX原子核中子质子决定与质子数确定 种类同位素 数核外电子运动状态排布规律电子云 原子结构示意图电子式据以上关系填空:决定原子种类的因素是 、决定同位素种类的因素是 、决定原子近似相对原子质量的因素是 、决定原子所显电性的因素是 。注意： 的含义：代表一个质量数为A，质子数为Z，中子数为（A-Z）的原子。质量数（A）质子数（Z）中子数（N）核电核数Z核内质子数核外电子数=原子序数（所以，原子显电中性）原子的质量：几乎全部集中在原子核内，核外电子质量忽略不计原子核占原子的体积极小1反馈练习一：(1)在过氧化钠中含有，各数字所表示的意义是：16、8 、2- 、 2、 -1 。（答案：氧原子质量数；氧原子的核电荷数(或质子数)；过氧离子带2个单位负电荷；氧原子数；氧元素化合价。）(2)）据报道，1994年12月科学家发现了一种新元素，它的原子核内有161个中子，质量数为272，该元素的原子序数为（ ） A111 B161 C272 D433(3)正电子和反质子等都属于反粒子，它们跟普通电子，质子的质量、电量相等，而电性相反。科学家设想在宇宙是某些部分可能存在完全由反粒子构成的物质反物质。1998年初和年底，欧洲和美国的科研机构先后宣布：他们分别制造出9个和7个反氢原子。这是人类探索反物质的一大进步。你推测反氢原子的结构可能是（ ） A 由1个带正电荷的质子与一个带负电荷的电子构成B 由1个带负电荷的质子与一个带正电荷的电子构成C由1个不带电荷的电子与一个带负电荷的电子构成D由1个带负电荷的质子与一个带负电荷的电子构成(4)某阴离子的核外有x个电子，核内有y个中子，则R的质量数为： xyn 。(5)已知R2核内共有N个中子，R的质量数为A。m g R2中含电子的物质的量为： mol。 (6)某元素R的阴离子R2核外共有a个电子，核内有b个中子，则用的形式表示该微粒 。(7)阴离子含中子N个，X的质量数为A，则m g X元素的气态氢化物中含质子的物质的量是多少？2.原子结构的表示方式：（分别以铝原子和氯原子为例说明）（1）原子结构示意图： 、 ；（2）电子式： 、 ；（3）原子组成表示式（原子符号）： 、 。例3表示某带电微粒的结构示意图，则可用它表示的阳离子共有A.1种 B.3种 C.4种 D.52、核素和同位素的区别和联系：(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。 160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。(3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示:联想学生学生同学班 级对比许多元素具有多种同位素：例如：O:O、O、O Cl:Cl、ClC:C、C、C U:U、U、U可以利用H、H、；利用U制造原子弹和作核反应堆的燃料；利用放射性同位素给金属制品探伤，抑制马铃薯和洋葱等发芽，延长贮存保鲜期。在医疗方面，可以利用某些核素放射出的射线治疗癌肿等。(4)同位素的特点、结构上，质子数相同而中子数不同；、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子个数百分比一般是不变的（即丰度一定）。 同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110种元素，但发现了核素远多于110种。核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。符号X既表示一个具体的原子，又表示一种核素。17O是一种核素，而不是一种同位素。160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。 反馈练习二：1、H元素有三种不同的氢原子：原子符号质了数中子数氢原子名称和简称H氕（H）H氘（D）H氚（T）H表示一个质量数为1、质子数为1的原子；H表示一个质量数为3、质子数为1的原子。2.以下互为同位素的是( )A.金刚石与石墨B.D2与H2C.CO与CO2 D. Cl与Cl3下列叙述中正确的是( )A.氢有三种同位素，即有三种氢原子 B.所有元素的原子核均由质子和中子构成C.具有相同的核外电子数的粒子，总称为元素D.元素即核素E.H是一种同位素4.H、H、H、H、H2是( )A.氢的五种同位素 B.五种氢元素 C.氢元素的五种不同粒子 D氢的五种同素异形体5.道尔顿的原子学说曾经起了很大作用，他的学说中，包含有下述三个论点：原子是不能再分的粒子。同种元素的原子的各种性质和质量都相同。原子是微小的实心球体。从现代的观点来看，你认为这三个论点中不正确的是( )A.只有B.只有C.只有D.6.在Li、N、Na、Mg、Li、C几种核素中：(1)和互为同位素。(2)和质量数相等，但不能互称同位素。(3)和的中子数相等，但质子数不相等，所以不是同一种元素。7填空： 原子种类由_决定； （质子数、中子数） 元素种类由_决定； （质子数） 相对原子质量由_决定； （质子数、中子数） 元素的原子半径由_决定； （核外电子数、电子层数） 元素的化合价主要由_决定； （最外层电子数） 元素的化学性质主要由_决定； （最外层电子数） 核电荷数由_决定。 （质子数）3几个概念辨析： 原子：组成单质和化合物的最小微粒，是化学反应中的最小微粒。定义：以12C原子质量的1/12（约1.6610-27kg）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）单位为一，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Cl2分子的m(Cl2)=2.65710-26kg。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，相对原子质量 诸量比较： 如35Cl为34.969,37Cl为36.966。（原子量） 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丰度的乘积之和。注意： 、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。、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。（1）、原子的真实质量：原子的真实质量也称绝对质量，单位 kg。是通过精密的实验测得的，原子的真实质量很小，使用极不方便（如：1个126C原子质量是1.99271026kg）。所以科学上，一般不直接使用原子的真实质量，而使用原子的相对质量 （2）、相对质量：1个粒子的绝对质量与一个126C原子绝对质量的1/12（1.66061027kg）的比值。单位 1。 注： 粒子：可以原子、质子、中子、电子等微观粒子。 质子、中子的相对质量约为1。如果该粒子为原子，则为相对原子质量注：相对原子质量和原子质量区别 相对原子质量是比值。 原子质量单位 kg 两者在数值上也不同。反馈练习三:1.前几年科学家制造出第112号新元素，其原子的质量数为277，关于该新元素的下列叙述正确的是（ ） A其原子核内中子数和质子数都是112B其原子核内中子数为165，核外电子数为112C其原子质量是12C原子质量的277倍D其原子质量与12C原子质量之比为27712（3）、核素的相对原子原子质量：同位素的相对原子质量是指某种原子的相对质量，是通过各同位素原子的绝对质量分别与碳的绝对质量1/12的比值（即初中化学所学的相对原子质量。）反馈练习四：已知一个O的质量为2.65710-26 kg，一个C的质量为1.99310-26 kg，O的相对原子质量=12=15.998（4）原子的质量数： 原子的质量数是指某元素的一种同位素原子的核中所含质子数和中子数之和，在实际使用中常代替同位素的相对原子质量，所以也叫做近似相对原子质量。 质量数质子相对质量中子相对质量A 质子数（Z）中子数（N） 注： 质量数与相对原子质量的区别： 概念含义不同。 质量数为整数，相对原子质量一般非整数。 在特定情况下，数值上可用质量数代替相对原子质量。需要注意的是元素无质量数。（5）、元素的相对原子质量（也称为平均相对原子质量）元素的相对原子质量是指某元素各种同位素的原子量与该同位素原子所占的原子个数百分比（丰度）的乘积之和；相对原子质量的计算： 元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。 =A1a1%+A2a2%+表示某元素的相对原子质量A1、A2 为同位素的相对原子质量a1%、a2% 为同位素的原子百分数或同位素原子的物质的量分数也就是元素周期表中所给的原子量的数值，一般情况下元素的原子量不会为整数。反馈练习五：1、已知氯元素的两种同位素的相对原子质量和丰度：符号同位素的相对原子质量丰度35Cl34.96975.77%37Cl36.96624.23%求：氯元素的平均相对原子质量？（34.96975.77%+36.96624.23%=35.453）2铜有两种天然同位素Cu和Cu，已知铜的相对原子质量是63.5，则Cu的物质的量分数是( )A.75% B.25% C.50% D.45%解法一：设Cu含x% 则 Cu为(1-x%)依题意：63x%+65(1-x%)=63.5 x=75%故选A。解法二：“十字交叉法”，求出原子个数比。再求物质的量分数。3.硼有两种天然同位素105B和115B，硼元素的相对原子质量为10.80，则对硼元素中105B质量分数的判断正确的是（1995年上海市高考题）（ C ）A.20% B.略大于20% C.略小于20% D.80%（6）元素的近似相对原子质量（即元素的近似平均相对原子质量）把上式中的同位素的原子量改为同位素的质量数进行计算，所得结果即为元素的近似原子量。氯元素的近似平均原子量为：3575.77%+3724.23%=35.4846 反馈练习六：1、有关C粒子，回答下列问题：(1)所含质子数；中子数，电子数；质量数。(2)该粒子的结构示意图；电子式。(3)它与C、C之间的关系是。(4)它与C的半径大小的关系是。(5)已知Cl元素的相对原子质量为35.5，可知C、C原子在自然界的原子个数分数百分比为。答案：（1）17 18 （2） (3)它与C是同种原子；与互为同位素(4) C的半径大于C的原子半径(5)312.物质的量相同的H2O和D2O相比较，所含氧原子数之比为 ，式量之比为，质量之比为；与足量钠反应，放出的气体在标况下的质量之比为。答案：11 910 910 123、K35ClO3晶体与H37Cl溶液反应生成氯气、氯化钾和水，此反应生成氯气的分子量是-(D) A.73B.72C.70.6D.73.3提示：生成的氯气中的氯原子来自K35ClO3晶体，其余来自H37Cl，所以氯气的分子量=反馈练习若K37ClO3+6H35ClKCl+3Cl2+3H2O，则此反应中生成的氯气，平均相对分子质量约为：(计算结果保留三位有效数字) 70.7 考点四：掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。1核外电子排布与能量关系 电子离核距离： 近 远电子能量： 低 高2核外电子的分层排布 核外电子层能量不同电子层离核距离： 近 远电子能量： 低 高电子层数（n）： 1 2 3 4 5能量递增 符号 K L M N O 小结：电子层序数（n）1234567电子层符号KLMNOPQ最多容纳电子数（2n2）电子能量由 低 高电子离核远近由 近 远 电子排布规律 能量最低原理：先排满低能量电子层，再依次排布在能量较高的电子层中。 各电子层最多容纳的电子数：2n2 最外层电子数8 次外层电子数18 倒数第三层电子数32注意：以上三条规律不是孤立的，而是相互制约，必须同时满足。上述理论乃核外电子排布的初步知识，只能解释118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。思考：试根据核外电子排布规律：指出53号元素在周期表中的位置 确定116号元素处于 周期 族零族元素的原子序数和电子排布的规律很强：2、10、18、36、54、86、118相隔二个8、二个18、二个32；8、18、32就是该周期容纳的元素种类。阴、阳离子的稳定结构就是向最近的0族靠。3常见元素微粒结构特点稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。如：（1）核外有2个电子微粒（与He原子电子层结构相同的离子）：H-、Li+、Be2+（2）核外有10个电子微粒（与Ne原子电子层结构相同的微粒）：阳离子：、；阴离子：N、O、F、OH、NH；分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（3）核外有18个电子微粒（与Ar原子电子层结构相同的微粒）：离子：Cl-、S2-、P3-、K+、Ca2+分子：Ar、HCl、H2S、SiH4、H2O2、PH3、C2H6（4）前18号元素的原子构的特殊性原子核中无中子的原子1 H 最外层有1个电子的元素：H、Li、Na最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。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。电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si、Li ：内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等例4与NH4+质子数和电子数相同的微粒是（ ）A.Ne B.H3O+ C.NH3 D.Na+三。典型例题例1已知氢元素存在1H、2H、3H三种同位素，氧元素存在16O、17O、18O、三种同位素，则形成的H2共有 种，形成的H2O共有 种，在形成的水分子中，具有不同相对分子质量的水分子有 种。例3 有几种元素的微粒电子层结构如图所示，其中：（1） 某电中性微粒一般不和其他元素的原子反应，这种微粒符号是_。（2） 某微粒的盐溶液，加入AgNO3溶液时会出现白色浑浊，这种微粒符号是_。（3）某微粒氧化性甚弱，但得到电子后还原性强，且这种原子有一个单电子，这种微粒符号是_。（4）某微粒具有还原性，且这种微粒失去2个电子即变为原子，这种微粒的符号是_。例4. (上海市高考题)据报道,上海某医院正在研究用放射性同位素碘12553I治疗肿瘤。该同位素原子核内的中子数与核外电子数之差为 （ . ） A72 B.19 C.53 D.125第二讲 元素周期律 元素周期表一、考点回顾1.元素周期律：（1）概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。(3)表现形式：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。主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，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元素及化合物的性质同一个周期内的元素，随原子序数的递增金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。这是由于在同一个周期内的元素，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。以第三周期为例说明原子序数1112131415161718元素符号NaMg AlSiPSCl Ar最外电子层数1234567原子半径大小 逐渐减小主要正价+1+2+3+4+5+6+70主要负价-4-3-2-10最高价氧化物对应的水化物NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸金属单质与水反应剧烈缓慢难以非金属单质与H2反应的条件高温较高温度需加热光照或点燃结论注： 最高正价数最外层电子数 |最低负价|最高正价8 O、F一般无正价。（氧只跟F结合时，才显正价，如OF2中氧呈2价） 除个别元素外（如N） 原子序数为奇数的元素，其正常化合价为奇数价； 原子序数为偶数的元素，其正常化合价为偶数价； 最外层电子数为奇数，其正常化合价为一系列连续的奇数（P：+3、+5）； 最外层电子数为偶数，其正常化合价为一系列连续的偶数（S：+2、+4、+6）；2.元素周期表：（1）编排原则按原子序数递增的顺序从左到右、从上到下编排。将电子层数相同的各种元素从左到右排成横行（周期），共有 7 横行将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，共有18 纵行。归纳记忆：七主七副两特殊，三短三长一不全元素周期表结构的记忆方法如下：小结：随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化具体表现形式、按原子序数递增的顺序从左到右排列；编排依据元素周期律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。、短周期（一、二、三周期）七主七副两特殊三长三短一不全周期（7个横行） 、长周期（四、五、六周期）周期表结构 、不完全周期（第七周期）、主族（AA共7个）元素周期表 族（18个纵行） 、副族（BB共7个）、族（8、9、10纵行）、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数、原子半径性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性（3）元素周期表与原子结构的关系原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数 周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数*|最高正价数|+|负价数|=8（4）元素在周期表中的“位、构、性”关系：同周期元素从左到右：随着 的递增，原子半径 ，原子核对最外层电子的吸引力 ，得电子能力 ，元素的 性增强，失电子能力 ，元素的 性减弱。具体表现在单质的 性增强， 性减弱；元素的最价氧化物的水化物的 性增强， 性减弱；气态氢化物的 性增强。同主族元素从上到下：随着 的递增，原子半径 ，原子核对最外层电子的吸引力 ，得电子能力 ，元素的 性增强，失电子能力 ，元素的 性减弱。具体表现在单质的 性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的 性增强， 性减弱；气态氢化物的 性 。两性氧化物和两性氢氧化物a两性氧化物： 的氧化物。例：_写出其分别跟盐酸（强酸）、氢氧化钠（强碱）反应的方程式 ， b两性氢氧化物： 的氢氧化物。例：_写出其分别跟盐酸、氢氧化钠反应的方程式 ， 例：同一主族的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性强弱是H3XO4H3YO4YZ B气态氢化物的稳定性：XH3YH3ZH3C原子序数：XYZ D相对原子质量：XYZ小结：1。元素的金属性和非金属性强弱的判断依据 a单质与水（或酸）反应的难易 b最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 c金属的相互置换（1）金属性 d根据它们在周期表的位置 e依据金属活动顺序表 f用电化学的方法（构成原电池） g金属阳离子的氧化性强弱 例：有A、B、C、D四种金属，将A、B用导线连接后浸入稀硫酸中时，A上放出氢气，B逐渐溶解生成B2+；电解含A2+和C2+的混合溶液时，阴极上先析出C；将D放入含B2+的硝酸溶液中，D表面有B析出。则这四种金属阳离子的氧化性由强到弱的顺序为（ ） A、C2+A2+B2+D2+ B、D2+B2+A2+C2+ C、C2+B2+A2+D2+ D、D2+A2+B2+C2+ a单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性 b最高价氧化物对应水化物的酸性强弱（2）非金属性 c非金属的相互置换 d根据它们在周期表的位置 e非金属阴离子的还原性强弱2微粒半径大小的比较规律电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子核电荷数越大的半径越小。（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子电子层数多的半径越大。如：LiNaKRbCs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+记忆：阴前阳下，径小序大5、同种元素的各种粒子，核外电子数越多的半径越大。如FeFe2+Fe3+另外还需注意：电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径；而电子层数多的阳离子半径则不一定大于电子层数少的阴离子半径。（5）元素周期表的应用：预测元素的性质（由递变规律推测）：给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。 活泼的非金属位于周期表右上角； 活泼的金属位于周期表左下角； 金属非金属元素交界处是两性元素区，凡周期序数与主族序数相同元素均为典型两性金属元素。Be(2，A) Al(3，A) Ge(4，A) 按周期表的位置寻找元素，启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。如：催化剂通常在 过渡 元素及其化合物中寻找，半导体材料通常在 金属与非金属的分界处的 元素中寻找，研制新农药通常在 氟、氯、氮、磷等 元素的化合物中进行研究。练习：在元素周期表里，金属元素与非金属元素分界线附近，能找到- A.制半导体的元素B.制农药的元素 C.制催化剂的元素D.制耐高温合金的元素五、常见元素的性质特点：气态氢化物显碱性的元素是N；最强的无氧酸是HI酸；形成最轻单质的元素，或既可形成M+，又可形成的元素是H；形成化合物最多的元素，或单质在自然界中硬度最大的元素，或气态氧化性（CH4）中氢的质量分数最大的元素是C；最活泼的非金属元素，或无含氧酸的元素，或气态氢化物最稳定的元素是F；元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S；单质最容易着火的元素是P；能形成A2B2型的化合物的元素有H、O、Na、C（H2O2、Na2O2、C2H2等）. 二。典型例题 例1 已知An+、B(n-1)+、C(n+1)+、D(n+1) - 都有相同的电子层结构，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（ ）ACDBA BABCD CBACD DABDC练习：已知A n+、B(n+1)+、C n-、D(n+1)-都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是_,离子半径由大到小的顺序是_,原子序数由大到小的顺序是_ABDC DCAB BACD例2已知aA与bB是同主族的两种相邻元素，又知A元素所在周期共有m种元素，B元素所在周期共有n种元素，若ab，则b的值可能为 a-n 或a-m ；若ab，则b的值可能为 a+m 或 a+n 。例3(全国高考题)甲乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数是x ，则乙的原子序数不可能是 （ B ） Ax+2 B.x+4 C.x+8 D.x+18例4 A+、B、C、D四种微粒中均有氢原子，且电子总数均为10个。溶液中的A+和B在加热时相互反应可转化为C和D。则B-的电子式为 ，A+的电子式为 。三。高考真题1. （）7 下列叙述正确的是( ) A同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高 B同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子 C同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高 D稀的气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高2 （06天津理综）9下列说法正确的是( )族元素的金属性比族元素的金属性强族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小3（）2 氢元素与其他元素形成的二元化合物称为氢化物，下面关于氢化物的叙述正确的是( )HNHHA一个D2O分子所含的中子数为8 BNH3的结构式为CHCl的电子式为D热稳定性：H2SHF4（06江苏）9、X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是（ ）A元素非金属性由弱到强的顺序为ZYXBY元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4C3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定D原子半径由大到小的顺序为ZYXD Y元素的非金属性比W元素的非金属性强16（2005年江苏高考）A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为34，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（）AX、Y、Z的稳定性逐渐减弱BA、B、C、D只能形成5种单质CX、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高D自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物第三讲 化学键一.考点回顾1.化学键：（1）概念：相邻的原子之间强烈的相互作用。(2)种类： 离子键 、 共价键 等。2.离子键：（1）概念：使阴、阳离子间结合成化合物的静电作用。说明：成键元素：活泼金属（如：K、Na、Ca、Ba等，主要是A和A族元素）和活泼非金属（如：F、Cl、Br、O等，主要是A族和A族元素）相互结合时形成离子键。成键原因：活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键。存在离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物不一定只含离子键。（2）形成过程（以MgCl2为例）： 。（3）影响离子键强弱的因素： 。（4）离子键的强弱对物质性质的影响： 。3.共价键：（1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键。说明：成键元素：通常为非金属元素的原子间。成键原因：同种或不同种元素的原子之间结合成分子时并不发生电子的完全得失，而是通过共用电子对而结合的。共价键可以形成单质也可化合物。同种元素的原子之间形成的共价键称非极性共价键，简称非极性键；不同元素的原子之间形成的共价键称极性共价键，简称极性共价键。（2）形成过程（以CO2为例）： 。（3）影响共价键强弱的因素： 。*4配位键：（1）形成过程（以NH4+为例）： 。（2）配位键属于共价键，但在指出物质中化学键的类型时必须单独指出。*5金属键：失去价电子的金属阳离子与在晶体内自由移动的价电子之间强烈的相互作用。影响金属键强弱的因素：金属的原子半径和价电子的多少。一般情况下，金属的原子半径越小，价电子越多，则金属键越 ，金属的熔沸点就 ，硬度就 。6.微粒间作用力的比较：7.电子式：在 周围用 （或 ）来表示原子的 电子。这种式子叫做电子式。（1）电子式的几种表示形式原子或原子团的电子式：Al 、 Si 、 O 、Cl 、Xe ；-CH3 离子的电子式：a、单核阳离子符号，即为阳离子的电子式，如：H+、K+、Na+、Mg2+；b、原子团的阳离子的电子式稍复杂：如NH4+、H3O+的电子式别为 、 ；c、单核阴离子:H- 、O2- 、Cl- ;原子团的阴离子：OH- ，O22- 化合物的电子式：a、共价化合物的电子式：HCl： 、H2S 、H2O2： 、 HCOOH： 、NF3： 、CH4 、 NH3 。b、离子化合物的电子式：Na2O 、Na2O2： 、NaHS： 、NaOH： 、CaC2： 、FeS2： 、NH4Cl： 、KCN： 、NaHCO3： 、用电子式表示化学键的形成过程： Na2O： AlF3： Mg3N2： N2： 、NH3 CS2： 、BF3 CCl4： 、PCl3 PCl5： 。 1化学键、离子键的概念化学键定义晶体或分子内直接相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用，通常叫做化学键。强烈的体现形式使原子间形成一个整体，彼此不能发生相对移动，只能在一定平衡位置振动。破坏这种作用需消耗较大能量。离子键定义阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。本质阴阳离子间的静电作用形成条件和原因稳定的阳离子 离子键 稳定的阴离子形成过程表示方法用电子式表示氯化钠的形成过程影响强度的因素及对物质的影响1.离子半径：离子半径越小，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。2.离子电荷：离子电荷越多，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。2.共价键定义原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫共价键形成条件一般是非金属元素之间形成共价键，成键原子具有未成对电子本质成键的两原子核与共用电子对的静电作用。表示方法1.电子式： H|2.结构式：HCl HNH形成过程用电子式表示氯化氢的形成过程H + 分类分类依据：共用电子对是否发生偏移非极性键定义：共用电子对不偏于任何一方特点：存在于同种原子之间 AA单质、共价化合物、离子化合物中都可能含有此键。例：Cl2、H2O2、Na2O2极性键定义：共用电子对偏向成键原子的一方特点：存在于不同种原子之间 BA 共价化合物、离子化合物中都可能含有此键键参数键能折开1mol共价键所吸收的能量或形成1mol共价键所放出的能量，这个键能就叫键能。键能越大，键越牢固，分子越稳定键长两成键原子核之间的平均距离叫键长。键越短、键能较大，键越牢固，分子越稳定键角分子中相邻的键和键之间的夹角叫键角它决定分子的空间构型和分子的极性3.极性分子和非极性分子类别结构特点电荷分布特点分子中的键判断要点实例非极性分子空间结构对称正负电荷重心重叠，电子分布均匀非极性键极性键空间结构对称H2、CO2、BF3CCl4、C2H2、C2H4极性分子空间结构不对称正负电荷重心不重叠，由于分布不均匀极性键（可能还含有非极性键）空间结构不对称HCl、H2O、NH3CH3Cl4.晶体的结构与性质类 型离子晶体原子晶体分子晶体结构构成微粒阴离子、阳离子原子分子作用力离子键共价键分子间作用力性质硬度较大很大很小熔沸点较高很高很低导电性固体不导电，熔化或熔于水后导电一般不导电，有些是半导体固体不导电，有些溶于水后导电溶解易溶于极性溶剂难溶相似相溶实 例盐、强碱等Si、SiO2、SiC干冰、纯净磷酸5.化学键与分子间力的比较概念存在范围强弱比较性质影响化学键相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用分子内或晶体内键能一般120800KJ/mol主要影响分子的化学性质分子间力物质的分子间存在的微弱的相互作用分子间约几个或数十KJ/mol主要影响物质的物理性质 二。典型例题例1 判断并写出下列微粒符号： （1）含18个电子的阳离子_K+、Ca2、（PH4+）_； （2）含18个电子的阴离子_Cl-、S2-、O22-、HS-_；（3）含18个电子的化合物分子_SiH4 PH3 H2S HCl C2H6 N2H4 H2O2 CH3OH CH3F CH3NH2 NH2F_。(4) 含18个电子的单质分子 Ar F2 。.例2AB2离子化合物的阴、阳离子的电子层结构相同，每摩AB2分子中含有54摩电子，根据下列反应：H2+B2 C B2+X Y+AB2+H2O Y+C AB2+Z Z有漂白作用（1）写出下列物质的化学式：AB2_CaCl2_X_Ca(OH)2_Y_Ca(ClO)2_（2）用电子式表示AB2的形成过程 （3）写出反应的化学方程式 2Cl2+2Ca(OH)2=C