第四章原子結構和化學鍵【單元知識框架】【單元知識清單】考點1元素周期表元素周期表的編排原則1、元素周期表的發展歷程誕生?1869年，俄國化學家門捷列夫編制出第一張元素周期表↓依據?按照相對原子質量由小到大的順序依次排列，將化學性質相似的元素放在同一縱行↓意義?揭示了化學元素間的內在聯系，成為化學發展史上的重要里程碑之一↓發展?隨著科學的發展，元素周期表中為未知元素留下的空位先后被填滿↓現行?當原子的組成及結構的奧秘被發現后，編排依據由相對原子質量改為原子的核電荷數，形成現行的元素周期表2、元素周期表的編排原則(1)橫行原則：把電子層數目相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排列(2)縱行原則：把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序由上而下排列(3)原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編的序號(4)原子序數與元素的原子結構之間的關系：原子序數＝核電荷數＝質子數＝核外電子數元素周期表的結構——“七行十八列”、七周期十六族1、周期(1)含義：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排列的一橫行，叫做一個周期(2)數目：元素周期表有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期(3)特點：周期序數＝該周期元素原子的電子層數(4)分類：類別周期序數起止元素包括元素種數核外電子層數稀有氣體原子序數位置與結構的關系短周期一H～He212周期序數＝電子層數二Li～Ne8210三Na～Ar8318長周期四K～Kr18436五Rb～Xe18554六Cs～Rn32686七Fr～118號3271182、族(1)含義：把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序，從上至下排成的縱行，叫做一個族(2)數目：元素周期表18個縱行中，除中間8、9、10三個縱行為一族外，其余每一縱行為一族，即：有16個族(3)特點：主族元素的族序數＝該主族元素原子的最外層電子數(4)分類：現在常用的元素周期表有18個縱行，它們被劃分為16個族，包括7個主族，7個副族，1個第Ⅷ族(其中第8、9、10這3個縱行稱為第Ⅷ族)，1個0族。詳細情況見下圖：(5)常見族的別稱族別稱第ⅠA族元素(除氫)堿金屬元素第=2\*ROMANIIA族元素堿土金屬第=3\*ROMANIIIA族元素硼族元素第ⅣA族碳族元素第ⅤA族氮族元素第ⅥA族氧族元素第ⅦA族鹵族元素0族稀有氣體元素第=3\*ROMANIIIB~=2\*ROMANIIB族過渡元素第六周期第=3\*ROMANIIIB族鑭系元素第七周期第=3\*ROMANIIIB族錒系元素【微點撥】①過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱列共六十多種元素，這些元素都是金屬元素②鑭系元素：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素③錒系元素：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素=4\*GB3④超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素元素周期表的應用1、認識元素周期表的相關信息(1)元素周期表中每個格中的信息(以Fe為例)(2)金屬元素與非金屬元素的分界線(3)同周期相鄰主族元素的原子序數差的關系①同周期相鄰主族元素的原子序數之差一般為1②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序數的差值取決于它們所在的周期數，具體如下：周期數第二或第三周期第四或第五周期第六或第七周期差值11125(4)同主族元素的原子序數差的關系①位于過渡元素左側的主族元素，即ⅠA族、ⅡA族，同主族、鄰周期元素原子序數之差為上一周期元素的種數。如：鈉和鉀的原子序數之差為19－11＝8(鈉所在第三周期所含元素的種數)②位于過渡元素右側的主族元素，即ⅢA族～ⅦA族，同主族、鄰周期元素原子序數之差為下一周期元素的種數。如：氯和溴的原子序數之差為35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的種數)2、推測元素在周期表中的位置(1)方法一：根據原子結構示意圖規律實例周期序數＝電子層數主族序數＝最外層電子數已知某元素原子序數為35，則確定其在周期表中位置的方法是：先畫出該元素的原子結構示意圖，由其電子層數為4，確定其處于第四周期，由其最外層有7個電子確定其處在第ⅦA族，因此該元素位于周期表中第四周期第ⅦA族(2)0族定位法確定元素的位置①0族元素的周期序數和原子序數0族元素HeNeArKrXeRn周期序數一二三四五六原子序數21018365486②方法：用原子序數減去比它小而相近的稀有氣體元素的原子序數，即得該元素所在的縱行數。再運用縱行數與族序數的關系確定元素所在的族；這種元素的周期數比相應的稀有氣體元素的周期數大1③實例：“以47號元素Ag為例”，用47—36＝11，說明該元素在11列，根據列數與族序數的關系可知，該元素應為第ⅠB族，而周期數則在36號元素氪的下一周期，即第五周期，因此該元素位于周期表中第五周期第ⅠB族常見的等電子微粒1、常見的“10電子”粒子(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4(2)正離子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq\o\al(＋,4)、H3O＋(3)負離子：N3－、O2－、F－、OH－、NHeq\o\al(－,2)2、常見的“18電子”粒子(1)分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4(2)正離子：K＋、Ca2＋(3)負離子：P3－、S2－、HS－、Cl－考點2元素周期律元素的原子核外電子排布、原子半徑、元素化合價的變化規律1~18號元素的原子核外電子排布、原子半徑和主要化合價第一周期原子序數12元素名稱氫氦元素符號HHe核外電子排布原子半徑/nm——主要化合價+10第二周期原子序數345678910元素名稱鋰鈹硼碳氮氧氟氖元素符號LiBeBCNOFNe核外電子排布原子半徑/nm——最高正價或最低負價+1+2+3+4—4+5—3—2—10第三周期原子序數1112131415161718元素名稱鈉鎂鋁硅磷硫氯氬元素符號NaMgAlSiPSClAr核外電子排布原子半徑/nm0.1860.1600.1430.1170.1100.10299——最高正價或最低負價+1+2+3+4—4+5—3+6—2+7—10【思考與交流】隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價各呈現什么規律性的變化？1、原子核外電子排布的周期性變化1～18號元素的原子的最外層電子數變化圖規律隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現1～8的周期性變化(第一周期除外)2、原子半徑的周期性變化1～18號元素的原子的原子半徑變化圖規律隨著原子序數的遞增，元素的原子半徑呈現由大到小的周期性變化3、元素化合價的周期性變化1～18號元素的化合價變化圖規律隨著原子序數的遞增，元素的化合價呈周期性變化，即同周期：最高正價：＋1→＋7(O、F無正價)負價：－4→－1探究第三周期元素性質的遞變規律1、鈉、鎂、鋁金屬性強弱比較單質實驗項目NaMgAl實驗操作實驗現象熔成小球，浮于水面，四處游動，有“嘶嘶”的響聲，反應后溶液加酚酞變紅加熱前，鎂條表面附著了少量無色氣泡，加熱至沸騰后，有較多的無色氣泡冒出，滴加酚酞溶液變為粉紅色兩支試管內都有無色氣泡冒出，但放鎂條的試管中逸出氣體的速率較快與水(或酸)的反應的劇烈程度與冷水劇烈反應鎂與冷水幾乎不反應，能與熱水反應與酸迅速反應，放出氫氣，但鎂更容易化學方程式最高價氧化物對應水化物的堿性強弱NaOH強堿Mg(OH)2中強堿Al(OH)3兩性氫氧化物結論①鈉、鎂、鋁置換出水(或酸)中的氫時，由易到難的順序為：Na>Mg>Al②鈉、鎂、鋁的最高價氧化物對應的水化物的堿性由強到弱的順序為NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3③鈉、鎂、鋁的金屬性由強到弱的順序為Na>Mg>Al=4\*GB3④隨著核電荷數減小，與水(酸)反應越來越容易，氫氧化物的堿性越來越強2、硅、磷、硫、氯非金屬性強弱比較元素SiPSCl單質與H2反應的條件高溫磷蒸氣與H2能反應加熱光照或點燃時發生爆炸而化合由易到難的順序是：Cl2>S>P>Si最高價氧化物的化學式SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應水化物的化學式及酸性H2SiO3弱酸H3PO4中強酸H2SO4強酸HClO4酸性比H2SO4強酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3氫化物的穩定性不穩定受熱分解受熱分解穩定結論①硅、磷、硫、氯單質與氫氣化合時條件由易到難的順序為：Cl>S>P>Si②硅、磷、硫、氯最高價氧化物對應水化物的酸性由強到弱的順序為：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3③硅、磷、硫、氯元素非金屬性由強到弱的順序為：Cl>S>P>Si3、同周期元素性質遞變規律：同一周期從左往右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強元素周期律1、內容：元素周期律是指元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化2、元素的性質包括：原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性等3、實質：元素周期律實質是核外電子排布發生周期性變化的必然結果4、主族元素的周期性變化規律項目同周期(左→右)同主族(上→下)原子結構核電荷數逐漸增大逐漸增大電子層結構電子層數相同，最外層電子數增多電子層數遞增，最外層電子數相同原子半徑逐漸減小(惰性氣體除外)逐漸增大離子半徑正離子逐漸減小，負離子逐漸減小同周期：r(負離子)＞r(正離子)逐漸增大性質主要化合價元素的最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)非金屬元素負價由－4→－１非金屬元素負化合價—(8—主族序數)相同最高正化合價主族序數(O、F除外)元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強元素的非金屬性非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱失電子能力失電子逐漸減弱失電子逐漸增強得電子能力得電子逐漸增強得電子逐漸減弱單質的還原性還原性逐漸減弱還原性逐漸增強單質的氧化性氧化性逐漸增強氧化性逐漸減弱正離子的氧化性正離子氧化性逐漸增強正離子氧化性逐漸減弱負離子的還原性負離子還原性逐漸減弱負離子還原性逐漸增強非金屬元素氣態氫化物的形成及穩定性氣態氫化物的形成越來越容易，其穩定性逐漸增強氣態氫化物的形成越來越困難，其穩定性逐漸減弱最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性逐漸減弱酸性逐漸增強堿性逐漸增強酸性逐漸減弱考點3元素周期表的應用元素周期表的分區及元素性質的比較分區示意圖分界線的劃分沿著周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之間畫一條虛線，虛線的左下方是金屬元素，右上方是非金屬元素特點①元素的金屬性和非金屬性之間沒有嚴格的界線。分界線附近的元素，既能表現出一定的金屬性，又能表現出一定的非金屬性②周期表的左下方金屬性最強的元素是銫元素(放射性元素除外)；右上方非金屬性最強的元素是氟元素；最后一個縱行是0族元素③金屬元素在分界線的左側，但分界線的左側并不都是金屬元素，如氫元素屬于非金屬元素元素的化合價與元素在周期表中的位置之間的關系：主族元素的最高正化合價等于原子所能失去或偏移的最外層電子數，而非金屬的負化合價則等于使原子達到8電子穩定結構所需得到的電子數。所以，非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價的絕對值之和等于8(1)周期序數＝電子層數(2)最高正價＝最外層電子數＝主族序數＝8－|最低負價|(其中，F無正價，O無最高正價)(3)最低負價＝主族序數－8(4)元素的最高正價和最低負價的絕對值之差與族序數的關系最高正價－|最低負價|6420主族族序數ⅦAⅥAⅤAⅣA元素周期表和元素周期律中的規律和應用1、元素周期表中的規律(1)“三角形”規律：所謂“三角形”，即A、B處于同周期，A、C處于同主族的位置，如圖所示。【應用】處于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子結構、性質等方面的規律。例如：原子序數C>B>A；原子半徑C>A>B。A、B、C若為非金屬元素，則非金屬性B>A>C；單質的氧化性B>A>C；負離子的還原性Cn－8>An－8>Bn－7(設A為n族，則B為n＋1族，下同)；氣態氫化物的穩定性H7－nB>H8－nA>H8－nC。A、B、C若為金屬，則其失電子能力C>A>B；單質的還原性C>A>B；正離子的氧化性B(n＋1)＋>An＋>Cn＋；最高價氧化物對應的水化物的堿性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n＋1(2)“對角線”規律：有些元素在周期表中雖然既非同周期，又非同主族，但其單質與同類化合物的化學性質卻很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。這一規律稱為“對角線”規律如圖所示：【應用】根據已知元素及其化合物的性質，推導未知元素及其化合物的性質。(3)“相似”規律：①同族元素性質相似；②左上右下對角線上元素性質相似；③同位素的化學性質幾乎完全相同2、“位”、“構”、“性”之間的關系在解題中的應用(1)“位”、“構”、“性”的關系“位”、“構”、“性”的關系對關系圖的理解①從元素的原子結構推測元素在周期表中的位置及有關性質②從元素在周期表中的位置推測元素的原子結構及相關性質③元素的一些主要性質又能反映元素的原子結構和元素在周期表中的位置(2)結構與位置互推問題是解題的基礎①掌握四個關系式：a．核外電子層數＝周期數b．質子數＝原子序數＝原子核外電子數＝核電荷數c．最外層電子數＝主族序數d．主族元素的最外層電子數＝主族序數＝最高正價數(O、F元素除外)e．最低負價的絕對值＝8－主族序數(僅限第ⅣA～ⅦA族)②熟練掌握周期表中的一些特殊規律，如各周期元素種數；稀有氣體的原子序數及在周期表中的位置；同族上下相鄰元素原子序數的關系等(3)性質與位置互推問題是解題的關鍵：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規律，主要包括：①元素的金屬性、非金屬性②氣態氫化物的穩定性③最高價氧化物對應水化物的酸、堿性(4)結構和性質的互推問題是解題的要素①最外層電子數決定元素原子的氧化性和還原性②原子半徑決定了元素單質的性質；離子半徑決定了元素組成化合物的性質③同主族元素最外層電子數相同，性質相似④判斷元素金屬性和非金屬性的方法【微點撥】元素“位—構—性”規律中的特例①絕大多數原子的原子核是由質子和中子構成的，只有氕(eq\o\al(1,1)H)無中子②元素周期表中的周期一般是從金屬元素開始，但第一周期例外，是從氫元素開始③所有元素中，碳元素形成的化合物種類最多④非金屬單質一般不導電，但石墨是導體，晶體硅是半導體=5\*GB3⑤氟無正價，氧無最高正價；在Na2O2中氧顯－1價；在NaH中氫顯－1價3、預測新元素：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供線索4、啟發人們在一定區域內尋找新物質①在金屬與非金屬分界線附近尋找半導體材料②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新農藥③在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料5、預測元素的性質(由遞變規律推測)①比較不同周期、不同主族元素的性質如：金屬性Mg＞Al，Ca＞Mg，則堿性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2②推測未知元素的某些性質如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶又如：已知鹵族元素的性質遞變規律，可推知元素砹(At)應為有色固體，與氫難化合，HAt不穩定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等.考點4原子的構成原子的表示方法、質量數及原子結構1、原子的表示方法：表示方法：的含義代表一個質量數為A、質子數為Z的原子2、質量數(1)概念：原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值后相加所得的數值(2)構成原子的微粒間的兩個關系①質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)②質子數＝核外電子數＝核電荷數＝原子序數3、符號eq\o\al(A,Z)eq\o(X,\s\up6(±c))eq\o\al(m±,n)中各個字母的含義：4、構成原子的微粒及作用5、原子和離子中微粒間的數量關系(1)原子：核外電子數＝質子數＝核電荷數，如N原子：(2)正離子：核外電子數＝質子數－所帶電荷數，如Na＋：(3)負離子：核外電子數＝質子數＋所帶電荷數，如S2－：【微點撥】①任何微粒中，質量數＝質子數＋中子數，但質子數與電子數不一定相等，如：正負離子中②有質子的微粒不一定有中子，如：1H；有質子的微粒不一定有電子，如：H＋③質子數相同的微粒不一定屬于同一種元素，如：F與OH－④核外電子數相同的微粒，其質子數不一定相同，如：Al3＋和Na＋、F－等，NHeq\o\al(＋,4)與OH－等考點5核素元素、核素、同位素1、元素：具有相同核電荷數(即核內質子數)的同一類原子的總稱【微點撥】同種元素原子的原子核中質子數是相同的。而精確實驗證明，同種元素原子的原子核中，中子數不一定相同，如：氫元素的原子核氫元素的原子核原子名稱原子符號()質子數(Z)中子數(N)10氕eq\o\al(1,1)H11氘eq\o\al(2,1)H或D12氚eq\o\al(3,1)H或T2、核素：把具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子叫做核素，如：eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H就各為一種核素3、同位素(1)概念：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素(即同一元素的不同核素互稱為同位素)，如：eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H互為同位素(2)特點——兩同兩不同①兩同：質子數相同，核外電子相同②兩不同：質量數不同，中子數不同(3)性質①同位素在周期表里占據同一位置②同位素的化學性質幾乎相同③天然存在的同位素，相互間保持一定的比率(4)同位素的應用：同位素分為天然同位素和人造同位素(1)核能：eq\o\al(2,1)H和eq\o\al(3,1)H是制造氫彈的原料，；eq\o\al(235,92)U用于制造原子彈、核發電(2)考古：根據eq\o\al(14,6)C遺留數量的多少可以推斷生物體的存在年代(3)醫療：利用放射性同位素釋放的射線治療癌癥和腫瘤等4、元素、核素、同位素的判斷方法(1)判斷元素、核素和同位素時，要抓住各種粒子的本質。質子數相同的原子就是同種元素；質子數和中子數均相同的就是同種原子，也稱為核素，同種元素的不同核素互稱同位素(2)分析原子表示符號的幾組數字。eq\o\al(A,Z)X，只要Z相同，就是同種元素；Z和A均相同，是同種核素；Z相同，A不相同的互稱同位素；Z不相同的不論A是否相同，均不是同種元素，更不能稱為同位素5、元素、核素、同位素的區別與聯系元素核素同位素本質質子數相同的一類原子質子數、中子數都一定的原子質子數相同、中子數不同的同一元素的不同原子之間的相互稱謂范疇同類原子，存在游離態、化合態兩種形式原子原子特性只有種類，沒有個數化學反應中的最小微粒化學性質幾乎完全相同決定因素質子數質子數、中子數質子數、中子數舉例eq\o\al(16,8)O、eq\o\al(18,8)O、eq\o\al(16,8)O2－都屬氧元素eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H、eq\o\al(40,19)K、eq\o\al(40,20)Ca屬于5種不同核素eq\o\al(234,92)U、eq\o\al(235,92)U、eq\o\al(238,92)U互為同位素聯系考點6相對原子質量原子的相對原子質量與元素的相對原子質量1、原子(或核素)的相對原子質量：以一個12C原子質量的eq\f(1,12)作為標準，X原子的質量跟它相比所得的數值即為X的相對原子質量，即：M(核素)＝eq\f(m核素,\f(1,12)m12C)，取該值的正整數即為該核素的質量數2、元素的相對原子質量：因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質量就不合適了。元素的相對原子質量是該元素的各種核素的原子數百分比與其相對原子質量的乘積所得的平均值如：A、B、C…為某元素的不同核素，其原子數百分比分別為a%、b%、c%…則該元素的相對原子質量為MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分別表示核素A、B、C…的相對原子質量3、元素的近似相對原子質量：若用同位素的質量數替代其相對原子量進行計算，其結果就是元素的近似相對原子質量(計算結果通常取整數)。我們通常采用元素的近似相對原子質量進行計算考點7核外電子排布的規律原子核外電子的排布規律1、電子的能量(1)在多電子原子里，電子的能量不同(2)在離核近的區域運動的電子的能量較低，在離核遠的區域運動的電子的能量較高2、電子層(1)概念：在多電子原子里，把電子運動的能量不同的區域簡化為不連續的殼層，稱作電子層(2)不同電子層的表示及能量關系各電子層由內到外電子層數(n)1234567字母代號KLMNOPQ最多容納電子數(2n2)281832507298離核遠近由近到遠能量高低由低到高3、原子核外電子的排布規律(1)能量最低原則：核外電子總是先排布在能量最低的電子層里，然后再按照由里向外的順序依次排布在能量逐漸升高的電子層里(2)分層排布原則：①每層最多容納的電子數為2n2個②最外層不超過8個(K層為最外層時不超過2個)③次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個=4\*GB3④對于主族元素，除最外層外，每一層的電子數必須為2n2這個數值【微點撥】核外電子排布的幾條規律是相互聯系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求，如：M層不是最外層時，最多能容納18個電子，當M層為最外層時，最多容納8個電子考點8結構示意圖和電子式電子層的表示方法原子的結構示意圖離子結構示意圖Na＋Cl－核內質子數等于核外電子數正離子：核外電子數小于核電荷數負離子：核外電子數大于核電荷數電子式的概念及書寫技巧1、電子式的概念：在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子(價電子)的式子【微點撥】元素符號周圍標明元素原子的最外層電子，每個方向不能超過2個電子。當最外層電子數小于或等于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布2、電子式的書寫(1)原子的電子式：書寫主族元素原子的電子式，直接用“·”或“×”把最外層電子一一表示出來即可氫原子氯原子氮原子鈉原子氧原子鈣原子(2)簡單正離子(單核)的電子式：簡單正離子的電子式就是離子符號本身，不需標示最外層電子鈉離子鋰離子鎂離子鋁離子Na＋Li＋Mg2＋Al3＋(3)簡單負離子(單核)的電子式：在書寫電子式時，不但要表達出最外層所有電子數(包括得到的電子)，而且還應用“[]”括起來，并在“[]”右上角標出“n－”以表示其所帶的電荷Cl—O2—S2—N3—(4)原子團的電子式：作為離子的原子團，無論是負離子，還是正離子，不僅要畫出各原子最外層的電子，而且都應用“[]”括起來，并在“[]”右上角標明電性和電量NH4+H3O+OH—O22—S22—C22—(5)離子化合物的電子式：離子化合物的電子式由正離子的電子式和負離子的電子式組成的，對于化合物是由多種離子組成的物質，相同離子間要隔開排列，注意相同的離子不能合并CaOK2SCaF2NaOHNaHCaC2Na2O2FeS2NH4ClNH5Mg3N2Na3NAl2S3(6)離子鍵的形成(離子化合物的形成過程)：離子鍵的形成用電子式表示式時，前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出離子化合物的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：(7)共價化合物的電子式(共價分子)：共價化合物分子是由原子通過共用電子對結合而形成的，書寫電子式時，應把共用電子對寫在兩成鍵原子之間，然后不要忘記寫上未成鍵電子結構式：用一根短線表示一對共用電子對的式子叫做結構式。(未成鍵的電子不用標明)考點9核外電子排布和元素周期律微粒半徑大小的比較方法及規律【方法與技巧】“三看”法比較簡單微粒的半徑大小①“一看”電子層數：當電子層數不同時，一般電子層數越多，半徑越大②“二看”核電荷數：當電子層數相同時，如電子層結構相同的離子，核電荷數越大，半徑越小③“三看”核外電子數：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大1、原子(1)同周期原子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)(2)同主族原子半徑隨原子序數遞增逐漸增大如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)2、離子(1)正離子半徑總比相應原子半徑小，如：r(Na)>r(Na＋)(2)負離子半徑總比相應原子半徑大，如：r(Cl)<r(Cl－)(3)同主族正離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)(4)同主族負離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)(5)同周期正離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)(6)同周期負離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小，如：r(N3—)>r(O2—)>r(F—)【微點撥】同周期：r(負離子)＞r(正離子)，負離子比正離子電子層多一層，如：r(S2－)>r(Na＋)(7)電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)(8)同一元素不同價態的離子半徑，價態越高則離子半徑越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)【微點撥】=1\*GB3①稀有氣體元素的原子半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大，如：r(Ar)>r(Cl)=2\*GB3②不同周期、不同主族元素原子半徑大小的比較。先找參照元素，使其建立起同周期、同主族的關系，然后進行比較。比較S與F的原子半徑大小，先找O做參照，因為O與F同周期，r(F)<r(O)；而O與S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S)元素的金屬性和非金屬性強弱的判斷方法1、元素金屬性強弱的判斷方法(1)金屬性：指金屬元素的原子失去電子能力【微點撥】比較金屬性的強弱，其實質是看元素原子失去電子的難易程度，越易失電子，金屬性越強(2)結構比較法：最外層電子數越少，電子層數越多，元素金屬性越強(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，金屬性減弱；同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，金屬性增強。金屬性最強的元素為銫(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷①依據最高價氧化物對應水化的堿性強弱來比較：堿性越強則對應元素的金屬性越強如：堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，則金屬性：Na>Mg>Al②依據單質與水或非氧化性酸反應置換出氫氣的難易程度或劇烈程度來比較：越容易反應或反應越劇烈，則對應元素的金屬性越強如：Zn與鹽酸反應比Fe與鹽酸反應更容易，則金屬性：Zn＞Fe③依據金屬單質之間的置換反應來比較：若xn＋＋y=x＋ym＋，則y比x金屬性強如：Zn＋Cu2＋=Zn2＋＋Cu，則金屬性：Zn＞Cu④依據單質的還原性或離子氧的化性強弱來比較：單質的還原性越強(或離子的氧化性越弱)，則對應元素的金屬性越強如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，則金屬性：Mg＜Na⑤依據金屬活動性順序來比較：一般來說，排在前面的金屬元素其金屬性比排在后面的強如：Fe排在Cu的前面，則金屬性：Fe＞Cu。2、元素非金屬性強弱的判斷方法(1)非金屬性：元素的原子得到電子能力【微點撥】比較元素非金屬性的強弱，其實質是看元素原子得到電子的難易程度，越易得電子，非金屬性越強(2)結構比較法：最外層電子數越多，電子層數越少，非金屬性越強(3)位置比較法：同周期元素，從左到右，隨原子序數增加，非金屬性增強同主族元素，從上到下，隨原子序數增加，非金屬性減弱。非金屬性最強的元素為氟(4)根據元素單質及其化合物的相關性質判斷①依據最高價氧化物的水化物酸性強弱來比較：酸性越強則對應元素的非金屬性越強如：酸性：HClO4(最強酸)>H2SO4(強酸)>H3PO4(中強酸)>H2SiO3(弱酸)，則非金屬性：Cl>S>P>Si②依據非金屬元素單質與H2化合的難易程度來比較：化合越容易，非金屬性越強如：F2與H2在黑暗中就可反應，Br2與H2在加熱條件下才能反應，則非金屬性：F>Br③依據形成氣態氫化物的穩定性來比較：氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性越強如：如穩定性：HF>HCl，則非金屬性：F>Cl④依據單質的氧化性或負離子的還原性越弱來比較：單質的氧化性越強(或離子的還原性越弱)，則對應元素的非金屬性越強如：還原性：S2－＞Cl－，則非金屬性：Cl＞S⑤依據與鹽溶液或氣體、無氧酸溶液間的置換反應來比較：若An－＋B=Bm－＋A，則B比A非金屬性強如：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，則非金屬性：Cl＞I=6\*GB3⑥依據與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進來比較：化合價越高，則非金屬性越強如：Cu＋Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))CuCl2，2Cu＋Seq\o(=,\s\up7(△))Cu2S，即得非金屬性：Cl>S。【微點撥】①一般來說，在氧化還原反應中，單質的氧化性越強(或離子的還原性越弱)，則元素的非金屬性就越強；單質的還原性越強(或離子的氧化性越弱)，則元素的金屬性就越強。故一般來說，元素的金屬性和非金屬性的強弱判斷方法與單質的氧化性和還原性的強弱判斷方法是相一致的②金屬性強弱的比較，關鍵是比較原子失去電子的難易，而不是失去電子數的多少如：Na失去一個電子，而Mg失去兩個電子，但Na的金屬性比Mg強③原子半徑與元素的金屬性、非金屬性之間的關系：原子半徑越大，最外層電子數越少，越容易失去電子，金屬性越強；原子半徑越小，最外層電子數越多，越容易得到電子，非金屬性越強。因此：同周期中，從左到右，原子半徑減小，最外層電子數增加，失去電子能力減弱，得到電子能力增強，金屬性減弱，非金屬性增強；同主族中，由上往下，原子半徑增大，最外層電子數相同，失去電子能力增強，得到電子能力減弱，金屬性增強，非金屬性減弱考點10離子鍵離子鍵及離子化合物1、離子鍵的形成過程(以NaCl形成為例)鈉可以在氯氣中燃燒，反應的化學方程式為2Na＋Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))2NaCl根據鈉原子和氯原子的核外電子排布，鈉原子要達到8電子的穩定結構，就需要失去1個電子；而氯原子要達到8電子穩定結構則需獲得1個電子。鈉個氯氣反應時，鈉原子的最外電子層上的1個電子轉移到氯原子的在外電子層上，形成帶正電荷的鈉離子和帶負電的氯離子。帶相反電荷的鈉離子和氯離子，通過靜電作用結合在一起，從而形成與單質鈉和氯氣性質完全不同的NaCl。2、離子鍵(1)概念：帶相反電荷離子之間的相互作用叫做離子鍵(2)成鍵微粒：正離子和負離子(3)成鍵本質：負離子和正離子之間的靜電作用。這種靜電作用不只是靜電引力，而是指正負離子之間的靜電引力與電子之間、原子核之間斥力處于平衡時的總效應(4)成鍵條件①活潑金屬(如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素)和活潑非金屬(如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素)相互結合時形成離子鍵。離子鍵(有電子轉移)②酸根負離子與金屬正離子(含NH4+)之間形成離子鍵(5)成鍵的原因：離子鍵成鍵的原因是原子間相互得失電子達到穩定結構；體系的總能量降低(6)存在范圍：只存在離子化合物中，常見的離子化合物：強堿(NaOH)；絕大多數鹽[NaCl、Na2SO4，但AlCl3、BeCl2例外；金屬氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、CaO、MgO)(7)成鍵元素：一般是活潑的金屬和活潑的非金屬元素(8)離子鍵強弱的判斷：離子鍵的強弱決定于相互作用的正負離子所帶的電荷數的多少和其離子核間的距離(即正負離子半徑之和)大小。正負離子電荷數越多，半徑越小，形成的離子鍵就越強，形成的化合物的熔沸點就越高，晶體的硬度則越大。如：CaO＜MgO，MgO＜Al2O33、離子化合物(1)概念：通過離子鍵形成的化合物即為離子化合物(2)組成微粒：正負離子(3)微粒間的作用力：離子鍵(4)常見的離子化合物的類型：大多數鹽類(NaCl、Na2SO4)、強堿(NaOH)、金屬氧化物(Na2O、Na2O2)(5)離子化合物的特點：較高的熔沸點，硬度，通常呈固態，熔融狀態或水溶液中可導電【微點撥】①離子化合物中一定含有離子鍵；含有離子鍵的物質一定是離子化合物②離子化合物中一定含有負離子和正離子，但不一定含有金屬元素，如：NH4Cl、NH4NO3等③含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如：AlCl3④離子化合物的化學式，不表示分子式，只表示正負離子的最簡單整數比考點11共價鍵共價鍵與共價化合物1、共價鍵的形成過程氯分子的形成過程氯原子的最外層有7個電子，要達到8電子穩定結構，都需要獲得1個電子，所以氯原子間難以發生電子的得失，如果2個氯原子個提供1個電子，形成共用電子對，2個氯原子就都形成了8電子穩定結構2、共價鍵(1)概念：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵(2)成鍵微粒：原子(3)成鍵實質：共用電子對對兩原子的電性作用(4)成鍵條件：非金屬元素的原子最外層未達到飽和狀態(即8電子穩定結構)，相互間通過共用電子對形成共價鍵①同種或不同種非金屬元素的原子的結合②部分金屬元素的原子和非金屬原子結合(如：AlCl3、BeCl2)(5)存在范圍①非金屬單質分子(稀有氣體除外)，如：H2、O2、N2、Cl2②非金屬形成的化合物中，如：CO2、H2O、H2SO4、NH3、CH4③部分離子化合物中，如：NaOH、Na2SO4、NH4NO3④某些金屬和非金屬形成的化合物中，如：AlCl3、BeCl2(6)成鍵元素：一般是非金屬元素之間(7)成鍵的原因：共價鍵成鍵的原因是原子通過共用電子對，各原子最外層電子一般都能達到飽和狀態、兩原子核都吸引共用電子對，使之處于平衡狀態，原子形成分子后，體系的總能量降低3、鍵參數——表現化學鍵性質的物理量(1)鍵能：拆開1mol共價鍵所吸收的能量(或形成1mol共價鍵所釋放的能量)叫做鍵能。共價鍵的鍵能越大，共價鍵就越不容易斷裂，成鍵原子間的結合就越牢固。結構相似的分子，鍵能越大，分子越穩定(2)鍵長：分子中，成鍵兩原子的核間距離叫做鍵長(近似等于成鍵兩原子半徑之和)。一般來說，共價鍵的鍵長越短，形成的鍵就越強，成鍵原子間的結合得越牢固，分子也就越穩定【微點撥】鍵能比較方法：鍵能看鍵長，鍵長看半徑。原子半徑越短，鍵長越短，鍵能也就越大(3)鍵角：相鄰的兩個共價鍵間的夾角叫做鍵角，每一個共價鍵是角的一邊。鍵角可以確定分子內的原子在空間的相對位置，從而判斷分子的空間構型如：CH4：109°28′CO2：180°P4：60°H2O：104°30′NH3：107°18′ 4、共價鍵的分類 (1)共價鍵按共用電子對是否發生偏移可分為兩大類：極性鍵和非極性鍵=1\*GB3①極性鍵a．定義：共用電子對發生偏移(電荷分布不均勻)的共價鍵，稱為極性共價鍵，簡稱為極性鍵b．特征：成鍵的原子呈正電性或負電性c．原因：不同的成鍵原子的非金屬性不同。非金屬性的不同，使共用電子對偏向非金屬性