基礎梳理篇之原子結構、元素周期律、化學鍵

基礎梳理之原子結構、元素周期律、化學鍵一、原子結構1、構成原子間的粒子之間的關系(1)質量關系：質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N)(2)電荷數(shù)關系：核電荷數(shù)=質子數(shù)=核外電子數(shù)陽離子（Rn+）：核電荷數(shù)=質子數(shù)=離子核外電子數(shù)+電荷數(shù)陰離子（Rn-）：核電荷數(shù)=質子數(shù)=離子核外電子數(shù)-電荷數(shù)2、元素與同位素、同素異形體、同分異構體、同系物之間的聯(lián)系與區(qū)別元素同位素同系物同分異構體同素異形體概念具有相同核電荷數(shù)（即質子數(shù)）的同一類原子的總稱質子數(shù)相同，中子數(shù)不同的原子互稱為同位素結構相似，分子之間相差n個CH2的化合物互稱為同系物分子式相同，結構不同的化合物互為同分異構體同種元素形成的不同單質存在范圍宏觀原子有機物有機物單質警示：區(qū)分以上概念，首先需要明確各概念所使用的范疇，如同位素是指原子，同素異形體是指單質，同分異構體、同系物一般適用于有機物，然后抓住每個概念的實質進行區(qū)分，否則容易混淆。3、電子數(shù)相同的微粒(1)核外電子總數(shù)為2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。(2)核外電子總數(shù)為10的粒子①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne；②陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；③陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。(3)核外電子總數(shù)為18的粒子①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4②陽離子：K+、Ca2+；③陰離子：S2-、HS-、Cl-、O22-。(4)核外電子總數(shù)及質子數(shù)均相等的粒子①Na+、NH4+、H3O+；②F-、OH-、NH2-；③HS-、Cl-；④N2、CO、C2H2。技巧：在復習電子數(shù)相同的微粒時，我們一定要利用元素周期表這一化學工具。如：10電子微粒的在元素周期表中以10電子的Ne原子向后推有：Na＋、Mg2+、Al3+；向前推有HF、H2O、NH3、CH4、F－、O2－、N3－、OH-、NH-2、NH+4、H3O＋。18電子的應以Ar向前后推，但不要忘記（9+9＝18）如：F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H44、原子結構的規(guī)律及特性規(guī)律學習是主線，特性特點往往是考點，所以在復習中要掌握元素原子結構的特征規(guī)律。核電荷數(shù)為1～18的元素的原子結構是大綱和高考重點要求與考查的內容，熟練掌握其結構特征，尤其是核外電子排布是快速判斷元素的前提和基礎。(1)規(guī)律①最外層電子數(shù)跟次外層電子數(shù)相等的原子有Be、Ar。②最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；倍的是Li、Si。③電子層數(shù)跟最外層電子數(shù)相等的原子有H、Be、Al。④最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子是He、C、S；3倍的是O。(2)特性核電荷數(shù)為1～20的元素的特征性質：①氣態(tài)密度最小，原子核中只有質子沒有中子，原子序數(shù)、電子層數(shù)、最外層電子數(shù)三者均相等的是H。②單質硬度最大，熔、沸點最高，形成化合物種類最多，正負化合價代數(shù)和為零且氣態(tài)氫化物中含氫百分率最高的元素是C。③原子半徑最大的是K，最小的是H。④單質與水反應生成氧氣，氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定，只有負價而無正價的是F。二、元素周期律元素周期表1、元素性質在周期表中的變化規(guī)律(1)同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律，如下表：內容同周期元素（從左到右）同主族元素（從上到下）原子結構核電荷數(shù)[遞增增大電子層數(shù)相同增多最外層電子數(shù)增多相同原子半徑逐漸減?。?e-～8e-）逐漸增大元素性質主要化合價最高正價由+1→+7最低負價由-4→-1最高正價、最低負價相同最高正價=族序數(shù)最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性減弱酸性增強堿性增強酸性減弱非金屬的氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強減弱形成難易難→易易→難單質氧化性或還原性還原性減弱氧化性增強還原性增強氧化性減弱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金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱(2)元素周期表中的相似規(guī)律①同主族元素性質相似（因為最外層電子數(shù)均相同）；②元素周期表中位于對角線位置的元素性質相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；③相鄰元素的性質差別不大。2、判斷元素金屬性、非金屬性強弱的方法(1)比較元素金屬性強弱的方法①根據(jù)原子結構：原子半徑越大，最外層電子數(shù)越少，金屬性越強，反之越弱。=2\*GB3②根據(jù)在周期表中的位置：同周期元素，從左至右，金屬性減弱；同主族元素，從上至下，金屬性增強。=3\*GB3③看與水或酸反應置換氫的難易，越易者金屬性越強；=4\*GB3④看最高價氧化物對應水化物堿性強弱，堿性越強者金屬性越強；=5\*GB3⑤根據(jù)金屬活動性順序表，排在前面的金屬活動性較強；⑥看原電池反應中的正、負極，作負極的金屬性一般較強；⑦看鹽溶液的相互置換反應，與同一種非金屬反應的難易等。(2)比較元素非金屬性強弱的方法=1\*GB3①根據(jù)原子結構：原子半徑越小，最外層電子數(shù)越多，非金屬性越強，反之越弱。=2\*GB3②根據(jù)在周期表中的位置：同周期元素，從左至右，非金屬性增強；同主族元素，從上至下，非金屬性減弱。=3\*GB3③看與氫氣化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，越易化合，越穩(wěn)定，非金屬性越強；=4\*GB3④最高價氧化物對應水化物的酸性越強者，其非金屬性越強；=5\*GB3⑤通過鹽溶液中相互置換反應判斷；⑥氣態(tài)氫化物的還原性越強，該元素非金屬性越弱。⑦看簡單陰離子的還原性強弱，陰離子還原性強的元素的非金屬性弱。注意：判斷元素非金屬性強弱用酸性強弱判斷時一定是最高價含氧酸的酸性，如酸性：硫酸＞磷酸可以判斷出非金屬性：S＞P，但酸性：H2SO3＞HClO、HCl＞H2S均不能用于判斷元素非金屬性強弱。判斷元素金屬性強弱用堿性強弱判斷一定是最高價堿的堿性，如Fe(OH)2的堿性強弱就不能判斷元素金屬性強弱。3、元素的“位、構、性”之間的關系及應用(1)元素的“位─構─性”之間的關系在復習中一定要抓住元素的“位─構─性”之間的關系,掌握一點來推測另兩點。(2)元素的化合價與位、構之間關系①F沒有正價；O除氟化物外，一般不顯正價；金屬元素無負價。主族元素最高正價=最外層電子數(shù)=族序數(shù)；主族元素最低負價=最外層電子數(shù)-8=族序數(shù)-8。②非金屬的正價有多種，一般是由共用電子對的偏移形成的。簡單的陰離子的價態(tài)均是最低負價，如S2-、Cl-、P3-等。所以我們在用化合價判斷元素在周期表中位置時，一定要分清是否為最高正價和最低負價，如某主族元素R的化合物為Na2R、RO2，判斷R在元素周期表中的位置，就不能用RO2中R的＋4價來確定R在元素周期表中的位置，因為不能確定RO2中R的＋4價是否是最高正價。(3)規(guī)律①“陰上陽下”規(guī)律具有相同電子層結構的離子，陰離子元素在陽離子元素的上一個周期。如“Xm+”“Yn-”的電子層結構相同，則X元素在Y元素的下一個周期，故原子序數(shù)X＞Y。②“序差”規(guī)律同一周期ⅡA族與ⅢA族元素的原子序數(shù)可能相差1（二、三周期）或11（四、五周期）或25（六、七周期）。相鄰周期，同一主族元素的原子序數(shù)可能相差2、8、18、32。若A、B是同族相鄰周期元素，A、B所在周期分別有m和n種元素，A的原子序數(shù)為x，B的原子序數(shù)為y，若A在B的上一周期。當：A、B在ⅠA或ⅡA族時，y=x＋mA、B在ⅢA～0族時，y=x＋n(4)由原子序數(shù)確定元素位置例如：確定84號元素、88號元素在周期表中的位置。首先確定零族元素的原子序數(shù)，方法：每一周期所容納的元素種類為2、8、8、18、18、32、32，計算出與84比較接近的零族元素的原子序數(shù)，第六周期零族元素是86號元素，然后84與86比較得出結論，84號元素是第六周期ⅥA族；同理88號元素是第七周期ⅡA族。4、微粒半徑大小比較(1)一般電子層數(shù)越多，其半徑越大〔極少數(shù)例外，如r（Li）＞r（Al）〕。此規(guī)律包含了如下兩種情況：①同主族元素，由上而下，原子半徑逐漸增大，離子半徑逐漸增大，如：r（K）＞r（Na），r（K+）＞r（Na+）；②原子半徑比相應的陽離子半徑大，如：r（K）＞r（K+），r（Mg）＞r（Mg2+）。(2)若電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越多，其半徑越小。①同周期主族元素自左至右原子半徑逐漸減?。阕謇猓?，如：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）；②電子層數(shù)相同的離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小，如：r（O2-）＞r（F-）＞r（Na+）＞r（Mg2+）。(3)若電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。①同一元素的原子和陰離子，原子半徑比陰離子半徑小，如：r（F）＜r（F-）；②同一元素價態(tài)不同的陽離子，核外電子數(shù)越多，半徑越大，如：r（Fe2+）＞r（Fe3+）。方法：微粒半徑大小比較歸納為“同層比核，同核比層”。“同層比核”如：Na＋與F－，Cl－與S2－；電子層數(shù)相同，核電核數(shù)越大，核對電子的引力越大，半徑越小；同理，“同核比層”如：Na與Na＋、Cl與Cl－的核電荷數(shù)相同，核外電子數(shù)越大原子（或離子）半徑越大。三、化學鍵1、化學鍵與晶體類別的關系規(guī)律及特性(1)化學鍵的概念與比較離子鍵共價鍵金屬鍵非極性鍵極性鍵定義陰陽離子結合而形成化合物的靜電作用離子之間通過共用電子對所形成的相互作用金屬陽離子和自由電子之間的靜電作用成鍵粒子陰、陽離子原子金屬陽離子和自由電子相互作用的本質陰陽離子之間的靜電作用兩原子核與共用電子對的靜電作用金屬陽離子和自由電子之間的靜電作用形成條件ⅠA族、ⅡA族的活潑金屬與ⅥA族、ⅦA族的活潑非金屬①非金屬原子之間②不活潑金屬+非金屬金屬單質實例NaCl、MgON2HClFe、Mg(2)化學鍵與晶體類別的關系規(guī)律及特性①只含非極性共價鍵的物質：非金屬單質，如I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。②只含極性共價鍵的物質：不同元素之間構成的共價化合物，如HCl、NH3、SiO2、CO2等。④只含離子鍵的物質：活潑非金屬與活潑金屬元素形成的離子化合物，如Na2S、KCl、K2O。⑤既有離子鍵又有非極性共價鍵的物質：如Na2O2、CaC2等。⑥只有共價鍵，沒有分子間作用力的物質：原子晶體，如金剛石、單晶硅、SiO2、SiC等。⑦無化學鍵的物質：稀有氣體。⑧能形成氫鍵的物質從非金屬性的角度總結，非金屬性較強的元素形成的氫化物易形成氫鍵；從元素周期表的角度總結，都在第二周期ⅤA族~ⅦA族（NH3、H2O、HF）。警示：離子化合物中一定含有離子鍵；共價化合物中一定不含有離子鍵；離子化合物中可能含有共價鍵。金屬晶體中只含有陽離子不含有陰離子。2、電子式、8電子穩(wěn)定結構(1)電子式的寫法①簡單陽離子最外層電子已全部失去，所以其電子式就是其離子符號；陰離子和復雜陽離子（如Cl-、OH-、NH4+、CH3+）要加“［］”括起來，并在右上角注明該離子所帶的電荷數(shù)，如：②要注意化學鍵中原子直接相鄰的事實，對相同的離子不得合并，如MgCl2的電子式不能寫成③要注意書寫單質的電子式、化合物的電子式與單質、化合物形成過程電子式的差別。如CO2的電子式為∶CO2的形成過程的電子式為：還要注意離子化合物的形成過程需要標出電子轉移。④要熟練掌握一些重要物質電子式的書寫。如HClO，(2)8電子穩(wěn)定結構判斷某化合物中的某元素最外層是否達到8電子穩(wěn)定結構應從其結構式或電子式結合原子最外層電子數(shù)進行判斷，如：①H2O，O原子最外層有6個電子，H2O中