7.28铁.doc

8(2011上海卷17)120 mL含有0.20 mol碳酸钠的溶液和200 mL盐酸，不管将前者滴加入后者，还是将后者滴加入前者，都有气体产生，但最终生成的气体体积不同，则盐酸的浓度合理的是A2.0mol/LB1.5 mol/LC0.18 mol/LD0.24mol/L9(2011上海卷20)过氧化钠可作为氧气的来源。常温常压下二氧化碳和过氧化钠反应后，若固体质量增加了28 g，反应中有关物质韵物理量正确的是(NA表示阿伏加德罗常数) 二氧化碳碳酸钠转移的电子A1molNAB22.4L1molC106 g1molD106g2NA10(2011上海卷22)物质的量为0.10 mol的镁条在只含有CO2和O2混合气体的容器中燃烧（产物不含碳酸镁），反应后容器内固体物质的质量不可能为 A3.2gBC4.2gD4.6g11（2011全国卷）下图中，A、B、C、D、E是单质，G、H、I、F是B、C、D、E分别和A形成的二元化合物。已知：反应能放出大量的热，该反应曾应用于铁轨的焊接；I是一种常见的温室气体，它和E可以发生反应：，F中E元素的质量分数为60%。回答问题：中反应的化学方程式为 ；化合物I的电子式为 ，它的空间结构是 ；1.6gG溶于盐酸，得到的溶液与铜粉完全反应，计算至少所需的铜粉的质量（写出离子方程式和计算过程）；C与过量NaOH溶液反应的离子方程式为 ，反应后溶液与过量化合物I反应的离子方程式为 ；E在I中燃烧观察到的现象是 。12.（2011天津卷）图中X、Y、Z为单质，其他为化合物，它们之间存在如下转化关系（部分产物已略去）。其中，A俗称磁性氧化铁；E是不溶于水的酸性氧化物，能与氢氟酸反应。回答下列问题：组成单质Y的元素在周期表中的位置是 ；M中存在的化学键类型为 ；R的化学式是 。一定条件下，Z与H2反应转化为ZH4。ZH4的电子式为 。写出A和D的稀溶液反应生成G的离子方程式： 。5向含4mol D的稀溶液中，逐渐加入X粉末至过量，假设生成的气体只有一种，请在坐标系中画出n(X2+)随n(X)变化的示意图，并标出n(X2+)的最大值。第五章 物质结构 元素周期律一 原子结构、元素周期律知识目标1了解原子、离子、元素等概念的含义 2理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系 3了解同素异形体的概念及同位素的概念 4掌握并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号 5.掌握原子结构示意图6.了解相对原子质量的定义7.掌握有关相对原子质量的计算8.掌握元素周期律的实质，了解元素周期表的结构及其应用9以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系10.以IA和IIA族为例，掌握同一主族元素性质递变规律与原子结构的关系.考纲解读1、 原子结构及构成原子的微粒间的关系2、 原子核外电子排布规律3、 同位素的概念及平均相对原子质量的计算4、 常见元素的名称、符号、离子符号、原子结构示意图。5、 元素周期律6、 两性氧化物和两性氢氧化物7、 元素周期表结构8、 元素性质、结构及在周期表中位置的关系9、 微粒半径大小的比较命题预测高考化学对原子结构、同位素的考查，经常以重大科技成果为背景，充分突出基础知识与科学研究的统一。主要考点：（1）质子数、中子数、质量数的关系，原子组成的表示：（2）同位素的判断：同位素的相对原子质量与元素相对原子质量的计算；（4）核外电子排布知识运用于元素的推断；（5）微粒半径大小的比较，（6）10e18e的种类及之间的反应。关于元素周期律每年必考，题型多以选择题、填空题形式出现。主要考查知识点：元素原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质之间的关系：元素周期表的结构：周期表中元素性质的递变规律及于原子结构的关系展望今后的题型会稳中有变，仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算、向多方位、多角度、多层次方向发展。一、原子的构成原子(AZX)原子核核外电子(Z个)质子(Z个)中子(A-Z)个决定元素种类决定同位素种类最外层电子数决定元素的化学性质1原子的构成原子核：带正电，几乎集中了原子的全部质量，体积只占原子体积的千亿分之一。质子：带一个单位正电荷，单位质子和中子的质量基本相同，约为单位电子质量的1836倍。质子数决定了元素的种类。中子：不带电。中子数与质子数一起决定了同位素的种类。电子：带一个单位负电荷。电子的排布决定了元素在周期表中的位置。决定元素原子化学性质的电子又称价电子（主族元素的价电子即是其最外层电子）。多数元素原子的化学性质仅由其最外层电子数（价电子数）决定。2微粒间数目关系质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 所带电荷数XAZcdb3原子表达式及其含义A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数；d 表示微粒中X原子的个数；c 表示微粒所带的电荷数；b 表示微粒中X元素的化合价。二、原子及原子团1原子：是化学变化中的最小微粒。在化学反应中，核外电子数可变，但原子核不变。2原子团：两个或两个以上原子结成的集团，作为一个整体参加化学反应。它可以是中性的基（如CH3），也可以是带正电的阳离子（如NH+ 4）或带负电的阴离子（如NO- 3）。三、“三素”的比较1元素：具有相同的核电荷数（即质子数）的同类原子的总称判断不同微粒是否属于同一元素的要点是：单原子核+质子数相同，而不管微粒是处于何种状态（游离态或化合态）或价态（各种可能的负价、0价、各种可能的正价）。2核素：人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。换言之，核素是一种具体原子的另一称呼。3同位素：具有相同质子数和不同中子数的同种元素的原子，互称同位素。换言之，同一元素的不同核素，互称同位素。同位素中“同”的含义是指元素符号、质子数、电子数、电子排布、在周期表中位置相同、原子的化学性质等相同，它们的物质性质略有差异。同位素的特征同一元素的不同同位素原子的化学性质基本相同。天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种天然同位素原子所占的百分比一般是不变的。四、核外电子的运动状态1原子结构理论的发展。经历了以下五个发展阶段：1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；1911年英国物理学家卢瑟福根据粒子散射实验提出原子结构的核式模型；1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型；20世纪20年代建立了现代量子力学模型。2核外电子运动特征：在很小的空间内作高速运动，没有确定的轨道。3电子运动与宏观物体运动的描述方法的区别描述宏观物质的运动：计算某时刻的位置、画出运动轨迹等。描述电子的运动：指出它在空间某区域出现的机会的多少。五、核外电子排布的表示方法原子结构简（示意）图： 六、原子结构的特殊性（118号元素）1原子核中没有中子的原子：1 1H。2最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar； 最外层电子数是次外层电子数2倍：6C；最外层电子数是次外层电子数3倍：8O；最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。3电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。4电子总数为最外层电子数2倍：4Be。5次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si6内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。七、120号元素组成的微粒的结构特点1常见的等电子体2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、NH+ 4、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH- 2等。18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2- 2等。2等质子数的微粒分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。离子。9个质子：F-、OH-、NH- 2；11个质子：Na+、H3O+、NH+ 4；17个质子：HS-、Cl-。3等式量的微粒式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。八.元素周期律及其实质1定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。2实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化3具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增元素性质同周期元素（左右）同主族元素（上下）最外层电子数逐渐增多（1e8e）相同原子半径逐渐减小（稀有气体最大）逐渐增大主要化合价最高正价：+1+7；最低负价 -4 -1；最低负价主族序数8最高正价相同；最低负价相同（除F、O外）最高正价主族序数得失电子能力失能减；得能增。失能增；得能减。元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强。金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱。最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强。碱性逐渐增强；酸性逐渐减弱。非金属气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。九、元素周期表及其结构1元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；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，得到的表叫元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。2元素周期表的结构周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。长式周期表有 7 个周期：1、2、3 周期为 短周期 ；4、5、6周期为 长周期 ；7为 不完全周期 。目前17周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。周期序数 = 电子层数。族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。长式元素周期表有 18 纵行，分为 16 个族。主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。第族：第 8、9、10 纵行。 0族：第 18 列 稀有气体 元素。镧系元素：周期表中行6，列3的位置，共15种元素。锕系元素：周期表中行7，列3的位置，共15种元素。均为放射性元素过渡元素：第族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。 十、原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系1 元素在周期表中位置与元素性质的关系分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。 非金属性逐渐增强 周期金 1属 B 非金属区 非 2性 Al Si 金 3逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强主族A A A A A A A对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。实例： 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。2原子结构与元素性质的关系与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。最外层电子数4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；最外层电子数3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。3原子结构与元素在周期表中位置的关系（1）电子层数等周期序数； （2）主族元素的族序数=最外层电子数；（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。4元素周期表的用途预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4SiH4 。比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4H2SO4；稳定性：HClH2S。比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据A族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。启发人们在一定范围内寻找某些物质半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。十一、元素的金属性或非金属性强弱的判断1元素金属性强弱比较方法与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。金属活动性顺序：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu2元素非金属性强弱比较方法与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。十二、微粒（原子及离子）半径大小比较规律影响原子（或离子）半径大小的因素电子层数越多，半径越大； 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。具体规律同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br-I-；LiNaKRbMgAlSiPSCl。电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F- Na+Mg2+Al3+。同种元素的微粒半径：阳离子原子Fe2+Fe3+。稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。练习：例1：同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（ ） A6 B12 C26 D30例：有X、Y两种元素，原子序数20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。下列说法正确的是( )A.若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D.若Y的最高正价为+ m，则X的最高正价一定为+ m例3、1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素。以下叙述不正确的是 （ ） A该元素属于第七周期 B.该元素位于IIIA族 C.该元素为金属元素 D.该元素性质与Pb相似例4：下表为元素周期表的一部分，请参照元素在表中的位置，用化学用语回答下列问题： 族周期IA01AAAAAA23（1）、的原子半径由大到小的顺序为_。（2）、的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是_。（3）、中的某些元素可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：_。（4）由表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀液易被催化分解，可使用的催化剂为（填序号）_。a.MnO2b.FeCl3c.Na2SO3d.KMnO4(5)由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应：X溶液与Y溶液反应的离子方程式为_，N的单质的化学方程式为_。例5：制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾经采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：（1）氢化物的易燃性：第二周期： H2OHF第三周期：SiH4PH3 (2)化合物的毒性：PH3NH3；H2SH2O；CS2 CO2；CCl4CF4，于是科学家们开始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。(3)已知CCl4的沸点为76.80C，CF4的沸点为1280C，新制冷剂的沸点范围应介于其间。经过较长时间的反复试验，一种新的制冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其他类似的还可以是 。(4)然而，这种制冷剂造成了当今的某一个环境问题是 。但求助于周期表中元素及其化合物 变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。（填写字母，多选扣分）毒性；沸点；易燃性；水溶性；颜色A、 B、 C、答案：(1)CH4NH3(2)(3)CFCl3(或CF3Cl)(4)使大气臭氧层出现空洞A高考题选1. （08广东卷）2007年诺贝尔化学奖得主GerhardErtl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt的说法正确的是（ ）A Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素B Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素C Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素D Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素2. （08全国卷）某元素的一种同位素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1 H原子组成HmX分子，在agHmX中所含质子的物质的量是( ) A(ANm)mol B(AN)mol C(AN)mol D(ANm)mol3. （09山东卷11）元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是 A.同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B.第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C.短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D.同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同4.（09全国卷9）某元素只存在两种天然同位素，且在自然界它们的含量相近，其相对原子质量为152.0，原子核外的电子数为63。下列叙述中错误的是A. 它是副族元素 B. 它是第六周期元素 C. 它的原子核内有63个质子 D. 它的一种同位素的核内有89个中子5. （09江苏卷2.）下列有关化学用语使用正确的是 A. 硫原子的原子结构示意图：BNH4Cl的电子式：C原子核内有10个中子的氧原子：D对氯甲苯的结构简式：6. （09江苏卷8）X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是 （ ）A元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大B元素X不能与元素Y形成化合物C元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：D元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸7. （09广东理科基础35）下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是 Ae的氢化物比d的氢化物稳定 Ba、b、e三种元素的原子半径：eba C六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼 Dc、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强8. （09广东化学11） 元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X与Z2具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是A同周期元素中X的金属性最强B原子半径XY，离子半径XZ2C同族元素中Z的氢化物稳定性最高D同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强9. （09北京卷7）W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比为7：17；X与W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的物质焰色反映为黄色。下列判断正确的是A金属性：YZ B 氢化物的沸点：C离子的还原性： D 原子及离子半径：10. （09北京卷10） 甲、乙、丙、丁4中物质分别含2种或3种元素，它们的分子中各含18个电子。甲是气态氢化物，在水中分步电离出两种阴离子。下列推断合理的是A某酸溶液含甲电离出的阴离子，则该溶液显碱性，只能与酸反应B乙与氧气的摩尔质量相同，则乙一定含有极性键和非极性键C丙中含有2周期IVA族的元素，则丙一定是甲烷的同系物D丁和甲中各元素质量比相同，则丁中一定含有-1价的元素11. （09北京卷12）由短周期元素组成的中学常见无机物A、B、C、D、E、X存在如在右图转化关系（部分生成物和反应条件略去），下列推断不正确的是A若X是，C为含极性键的非极性分子，则A一定是氯气，且D和E不反应B若A是单质，B和D的反应是，则E一定能还原C若D为CO，C能和E反应，则A一定为，其电子式是D若D为白色沉淀，与A摩尔质量相等，则X一定是铝盐化学键与晶体结构一、 知识网络1.化学键离子键离子化合物分类表示方法：共价键金属键极性键非极性键共价化合物非金属单质极性分子非极性分子键参数键能键长键角分子的稳定性分子空间构型同种原子不同种原子电子式、结构式（适用于共价键）2.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及电子式形成过程表示方法影响强度的因素及对物质性质的影响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。3.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:2.结构式 形成过程分类分类依据：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定：存在于同种原子之间 AA单质、共价化合物、离子化合物、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高考资源网角叫键角。它决定分子的空间构型和分子的极性4.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120-800KL/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5.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特点正负电荷重心重叠，电子分布均匀非极性键极性键空间结构特点H2、CO2、BF3、CCl4、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、NH3、CH3Cl6.键的极性和分子的极性分子共价键的极性分子中正负电荷中心结论举例同核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、O2异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4分子中各键的向量和不为零不重合极性分子H2O、NH3、CH3Cl7.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传导固体不导电，溶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性易溶于极性溶剂难溶相似相溶实例盐、强碱等Si、SiO2、SiC干冰、纯净磷酸化学键和物质类别关系规律(1)只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质。如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。(2)只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如HCl、NH3、SiO2、CS2等。（臭氧例外）(3)既有极性键又有非极性键的物质。如H202、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等。(4)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。(5)既有离子键又有非极性键的物质。如Na2O2、Na2Sx、CaC2等。(6)由离子键、共价键、配位键构成的物质。如NH4Cl等。(7)由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF 。(8)只含有共价键而无范德华力的化合物。如原子晶体SiO2、SiC等。(9)无化学键的物质：稀有气体。如氩等。8.化学键与氢键、分子间作用力比较 化学键 氢 键 分子间作用力概念相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用某些物质的分子间(或分子内)，半径小，非金属性很强的原子与氢原子的静电作用物质的分子间存在的微弱的相互作用范围分子或某些晶体内分子间(分子内)分子间能量键能一般为：120800 kJmol-1在41.84 kJmol-1以下约几个至数十个kJmol-1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主要影响物质的物理性质9.电子式的书写（1）原子的电子式：在元素符号的周围画小黑点（或）表示原子的最外层电子。如：（2）离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。如： （3）分子或共价化合物电子式：正确标出共用电子对数目。（4）离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。（5）用电子式表示单质分子或化合物的形成过程10. 8电子稳定结构的判断高考题中经常出现分子中各原子的最外层电子是否满足8个电子稳定结构的题目如果采用以下方法就会很简单。1由分子结构与最外层电子数判断对于某些非金属单质分子来说，可由其分子结构来判断，看该分子中一个原子形成的共价键数目和该原子的最外层电子数之和是否等于8，若等于8，则满足8个电子的稳定结构，否则不满足。如白磷等就可用这种方法判断。2. 由元素化合价与最外层电子数判断对于共价化合物来说，看其组成元素化合价的绝对值与其最外层电子数之和是否等于8，如果都等于8，则该元素的原子最外层满足8个电子的稳定结构，否则将不满足。如：SiCl4 分子中，硅的化合价为+4价，硅原子最外层有4个电子，二者之和等于8，氯的化合价为-1价，氯原子最外层有7个电子，化合价的绝对值与其最外层电子数之和也等于8，所以SiCl4 分子中所有原子都满足最外层8电子结构；在PCl5分子中，磷元素的化合价为+5价，而磷原子的最外层有5个电子，二者之和不为8，所以PCl5分子中磷原子不能满足最外层8电子结构。这种方法适合于各种共价化合物。3. 由元素化合价判断首先看分子中有无氢元素，若含有氢元素，则一定不符合题意；如果没有氢元素，只利用化合价即可求解，看元素总的化合价绝对值之和是否等于8，若等于8，则分子中所有原子都满足最外层8电子结构，若不等于8则分子中原子就不都满足最外层8电子结构。如CCl4分子中总的化合价绝对值之和为：4+-14=8，所以CCl4分子中所有原子都满足最外层8电子结构；BF3分子中总的化合价绝对值之和为：3+-13=6，所以CCl4分子中不满足所有原子最外层8电子结构。这种方法简单易行，能够快速得出答案。例题：例1：关于化学键的下列叙述中，正确的是 （ ）A离子化合物中可能含有共价键 B共价化合物中可能含有离子键C离子化合物中只含离子键D共价键只能存在于化合物中【变式训练1】下列叙述正确的是 （ ）A.离子晶体中只存在离子键B.原子晶体中只存在非极性共价键C.冰是水分子间通过氢键作用有规则排列成的分子晶体D.化学键存在于分子之间【变式训练2】下列说法正确的是 ( )A.由于水中存在氢键，所以水很稳定B.在同一个分子中，只能有1个键，键可以有一个或多个。C.Na2O2中既含有离子键，又含有非极性键 D.由于C=O键是极性键，所以CO2是极性分子【变式训练3】（09北京宣武区）下列叙述不正确的是 （ ） A氯化氢溶于水需要破坏化学键BCO2是含有极性键的非极性分子C1 1H、2 1H、H+、H2是氢的四种同位素D阳离子N5+中的氮原子间以共价键结合【变式训练4】下列关于晶体的说法正确的组合是 分子晶体中都存在共价键 在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子 金刚石、SiC、NaF、NaCl、H2O、H2S晶体的熔点依次降低 离子晶体中只有离子键没有共价键，分子晶体中肯定没有离子键 MxFey(CN)6晶体中(晶胞结构如图所示，Fe3+ 和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN位于立方体的棱上)化学式为MFe2(CN)6 SiO2晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键相结合 晶体中分子间作用力越大，分子越稳定 氯化钠熔化时离子键被破坏A B C D答案：D例2：下列化合物中既存在离子键，又存在极性键的是AH2O BNH4Cl CNaOH DNa2O2【变式训练5】（09年运城）下列物质中，既含有离子键，又含有非极性共价键的是ANaOH BNa2O2 CCaCI2 DH2O2【变式训练4】（09年东营）元素X、Y和Z可结合形成化合物XYZ3；X、Y和Z的原子序数之和为26；Y和Z在同一周期。下列有关推测正确的是AXYZ3是一种可溶于水的酸，且X与Y可形成共价化合物XYBXYZ3是一种微溶于水的盐，且X与Z可形成离子化合物XZCXYZ3是一种易溶于水的盐，且Y与Z可形成离子化合物YZ DXYZ3是一种离子化合物，且Y与Z可形成离子化合物YZ3【变式训练5】（09年江苏镇江） 2007年9月，美国科学家宣称：普通盐水在无线电波照射下可燃烧，这伟大的发现，有望解决用水作人类能源的重大问题。无线电频率可以降低盐水中所含元素之间的“结合力”，释放出氢原子，若点火，氢原子就会在该种频率下持续燃烧。上述“结合力”实质是A分子间作用力 B氢键 C非极性共价键 D极性共价键例3：下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是A光气(COCl2) B六氟化硫 C二氟化氙 D三氟化硼【变式训练6】（09北京丰台区）某无机化合物的二聚分子结构如图，该分子中A、B两种元素都是第三周期的元素，分子中所有原子最外层都达到8电子稳定结构。下列关于该化合物的说法不正确的是 A化学式是Al2Cl6 B不存在离子键和非极性共价键C在固态时所形成的晶体是分子晶体D是离子化合物，在熔融状态下能导电【变式训练7】下列分子中所有原子都满足最外层为8电子结构的是（ ）A.次氯酸 B.四氯化碳C.二氟化氙 D.三氟化硼例4：下列物质的电子式书写正确的是ANaCl BH2S CCH3 DNH4I 【变式训练8:】(2001年上海)下列分子的电子式书写正确的是 【变式训练9】下列电子式书写错误的是例5： SiCl4的分子结构与CH4类似，下列说法中不正确的是（）ASiCl4具有正四面体的构型B在SiCl4和CCl4晶体中，前者分子间作用力比后者大C常温下SiCl4是气体 DSiCl4的分子中硅氯键的极性比CCl4中的碳氯键强【变式训练12】下列各组物质气化或熔化时,所克服的微粒间的作用力,属同种类型的是( )A碘和干冰的升华 B二氧化硅和生石灰的熔化C氯化钠和铁的熔化 D苯和已烷