物质结构与性质--高考化学知识点归纳

.物质结构和特性元素周期表的结构7个周期三个短的1，2，3周期共18个元素三个长的4，5，6周期共72个元素不完整7个周期(未满)七股1、2、13、14、15、16、17垂直列依次为16个族(18岁)I a，ii a， a， a， a， a，a， a族第7部分3、4、5、6、7、11，12垂直列依次为一臂 b、 b、 b、 b、 b、I b、I b、 b族1.0第8、9、10三列和为第族(经常是Fe、Cu及其离子的电子排列)第18列被称为零族(稀有气体元素)。s区1，2个垂直区分为s区(价电子在s轨道上)5个区域p区13-18第六垂直区分为p区(价电子在p轨道上)d区3-10 8个垂直区分为d区(在d轨道中原子价电子)Ds区11，12两个垂直列被划分为ds区(d，s轨道中的价电子)f区镧和锕系是f区(f轨道的价电子)Ps:价电子是指在原子核外电子中与其他原子相互作用，形成化学键的电子。第一部分：周期表知识点1单核粒子半径大小判断规则(1)先看电子的层数，不同的话，层数多的粒子半径大(例如BrClF)(2)如果电子的层数相同，那么从原子数来看，序数半径大(例如NaMgAl3)(3)对于具有不同元素的离子或原子，核外电子的半径较大，例如FeFe2 Fe3。(知识点2循环与族的几个关系(1)周期编号=电子层数(2)主族(I a a)和部落 b， b族的族序数=原子最外层的电子数(ns NP或ns)。(3)部落 b b族序数=最外围s电子数外部d电子数。(4)零族：最外层电子为8或2。第二部分：元素周期率知识点1周期规律的基本内容原子序数电子层数最外层电子数原子半径朱合家横行霸道变大不变增加减少变大垂直列变大变大不变变大不变行与行之间周期性的变化知识点2相同周期，相同关键元素的属性传递规则1、元素原子损失电子(还原性)能力比较标准(1)根据金属活动性顺序表，与父元素原子相比，失去电子的能力很强。(2)元素单质和水(或酸)的反应比较氢的易替代性。越容易发生，失去电子的能力就越强。(3)比较元素最大价氧化物对应水合物碱性强度。碱性越强，失去电子的能力就越强。(4)根据金属和盐溶液之间的取代反应，失去电子的强取代是失去电子的能力弱。(5)普通金属阳离子的氧化力越强，该金属单体的还原性就越弱(Fe相当于Fe2)(6)电化学原理：当其他金属形成原电池时，阴极一般具有很强的金属性；电解槽惰性电极上，先析出的金属性弱。2、元素电子(氧化)能力比较标准(1)比较元素元素元素单一性和氢的化合性。一般来说，反应越多，电子能力越强。(2)比较气体氢化物的稳定性。越稳定，电磁力越强。(3)元素的最高价氧化物对应水合物的酸性。酸性越强，电磁力越强。(4)根据非金属元素之间的取代反应。氧化剂比氧化产品的电子能力强。3、相同期间、相同主要系列元素属性传递规则(1)在同一时期，随着原子数的增加，电子损失能力(一般指金属)减弱，还原性降低，金属的金属性减弱。(。提高电子能力(一般指非金属)，提高氧化性，加强非金属非金属非金属非金属。(2)随着同主族、原子数的增加，电子损耗能力(一般指金属)提高，还原性提高，金属的金属性增加；电子的能力(一般指非金属)减弱，氧化性减弱，非金属的非金属减弱。知识点3电离能量和电负性1，定义电离能量：气体原子或气体离子失去一个电子所需的最小能量(单位：kJ/mol)。2，意思：电离能量越小，气体中的原子或离子就越容易失去电子。反而很难失去。使用电离能量数值可以判断气体产生时金属原子失去电子的容易程度。3、规律：同一时期碱金属元素的一次电离能量最小，稀有气体最大；从左到右，一般从小到大( a和 a和 a和 a除外)的变化趋势，元素原子越来越难失去电子；与一级系列元素一起，从上到下，第一次电离能量逐渐减少，原子越来越容易失去电子。过渡元素从左到右稍微增加，变得不太规则。4，电负性定义：元素的原子是在化合物中吸引电子能力的标准。5，意义：量化原子得失电子能力的相对强弱的标准也是区分金属元素和非金属元素的概要标准。6、规律：从左到右的相同周期，增加；相同的主族从上到下减少。腐败毫变化趋势与主族相似，但在同一时期内，电负性往往比后面的主族元素高。7，应用：(1)电负性最大的元素是周期表右上角的氟，最小的元素是周期表左下角的斯坎。(2)非金属元素的电负性越大，金属元素的电负性越小，越活跃。知识点4经验规则(1)如果知道短时间内相邻的3个元素的最外层电子的和，并且可以除以3，那么3个元素的位置关系可以相邻于同一个周期，也可以相邻于主族。弱不能被3整除，但是如果可以被2整除，同一奇数族中的其他图元必须在相邻偶数族中。如果不能同时被3和2整除，则两个元素必须在同一偶数族中，而其他元素必须在相邻的奇数族中。(2)第n个周期的最后一个金属元素位于第n个主要族群(n1)中。(3) A，b两个元素属于同一周期的第二个 a和 a系列，如果A的原子数为x，则b的原子数可能为(x 1)或(x 11)或(x 25)。第三部分：粒子之间的相互作用粒子之间的相互作用共用接合强烈的相互作用化学键(原子是通过共享电子对形成的)离子结合(通过静电的阴阳作用包括吸引和排斥形成)金属接合(自由电子和金属阳离子之间的强相互作用)弱交互范德华力和氢键(分子间力)知识点1化学键的强度判断离子结合：离子半径越小，电荷越多，离子结合越强，离子化合物的熔融沸点越高。共价：键合原子半径越小，共价电子对的数量越多，共价稳定。金属键：金属元素原子半径越小，原子越电子，金属键越强，金属的硬度越大，熔点越高。知识点2分子间用范德华力相互结合形成的物质的熔体沸点大小的比较定律(1)结构越相似的物质，相对分子质量越大，熔体沸点越大eg 3360 O2 n 2、HIHBrHCl、CS2CO2(2)分子极性，即电负性越大，熔体沸点越高的物质和结构不相似的物质Eg:CON2(3)异构中，一般分支链越多，熔体沸点越低Eg: n-戊烷异戊烷新戊烷(4)异构体的芳香烃及其衍生物，熔体沸点：相邻对化合物(5)在有机化合物的结构中，C=C双键会降低熔体沸点(6)分子间氢键的形成可以上升物质的熔化沸点，分子内氢键的形成可以减少物质的熔化沸点第四部分：物质的聚集状态和物质特性1，晶体：由在空间中以一定周期重复的内部粒子(原子、离子或分子)组成的固体物质。2，非结晶：内部原子或分子的排列表示杂乱分布状态的固体。PS:分辨晶体和非晶质不能简单地从是否有规则的几何图形来判断，而必须从熔点是否固定来判断。3，单元：晶体的最小结构重复单元。4，金属晶体：金属原子由金属结合形成的晶体。5，合金：由一种金属和另一种或多种金属或非金属组成，具有金属特性的物质。熔点低于其中一种成分的金属熔点，而不是两种成分金属熔点之间。具有比各成分金属更好的硬度、强度和可加工性。6，离子晶体：阴阳离子通过离子结合，展示了空间中规则排列形成的晶体。其空间排列在各正离子周围排列一定数量的负离子，在各负离子周围排列一定数量的正离子，阴阳离子用静电相互结合形成晶体，没有单个分子，化学式只显示出正离子数与正离子数的比率。7，离子晶体的物理特性：熔点，沸点高，挥发难。晶体坚硬脆。晶体本身不导电，但熔化或溶于水时，离子结合破裂，产生电。大部分离子晶体容易溶于极性溶剂，不溶于非极性溶剂。8，原子晶体：在相邻原子之间，具有共价键形成的空间立体网状结构的晶体是原子晶体。共价键有很强的作用，因此原子晶体的熔点都很高。9、一般原子测定一些非金属元素：结晶硼、钻石、结晶硅、结晶锗等。某些非金属化合物：金讲师(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化铝(AlN)、氮化硅(Si3N4)等。一些氧化物：氧化铝(Al2O3)等。10，钻石结构：三维网格结构晶体中的每个碳原子都被与四个碳原子的中心相邻的四个碳原子包围，称为共价键结合形成四个碳原子相连的立体网状结构的四面体结构。用硅原子代替金刚石晶体结构的碳原子，可以得到晶体硅的结构。在晶体硅结构的每个Si-Si键中插入o原子，就可以得到硅