化学元素周期表..doc

物质结构与元素周期律 　　[考点扫描]　　1．构成原子的粒子间的关系。　　2．原子核外电子运动的特征。　　3．原子核外电子的排布规律。　　4．离子键、共价键的概念及形成。　　5．化学键的概念，化学反应的本质。　　6．常见原子、分子、离子、基的电子式书写。　　[知识指津] 　　1．原子的组成 　　 的含义：代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。　　在原子中，存在如下关系式：　　(1)质量关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。　　(2)电子关系：　　①对中性原子：核电荷数(Z)＝质子数(Z) ＝原子序数(Z)＝核外电子数(Z)　　②对阳离子：核电荷数(Z)＝质子数(Z) ＝原子序数(Z)核外电子数(Z)　　③对阴离子：核电荷数(Z)＝质子数(Z) ＝原子序数(Z)核外电子数(Z)　　2．核外电子的运动特征　　(1)核外电子的运动特征：质量小(9.11×10-31kg)，带负电荷；运动的空间范围小(直径约为10-10)；运动速度快(接近光速3×108m·s-1)。　　(2)核外电子的运动规律：不服从牛顿定律，只能用统计方法指出它在原子核外空间某处出现机会的多少，核外电子的运动只能用电子云来描述。　　(3)氢原子的电子云(是球形对称)示意图中的小黑点只是表示氢原子核外的一个电子曾经在这里出现过的“痕迹”，绝不是无数个电子在核外的运动状态。　　3．核外电子的排布　　多电子原子里，核外电子分层运动，也就是分层排布。一般规律有：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数为2n2；最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)；原子次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。以上四条规律是相互联系的，不能孤立地理解。核外电子排布规律简单总结为“一低四不超”。核外电子的排布可用原子或离子结构示意图表。　　4．离子键和共价键　　(1)离子键和共价键的比较 项　　目 离子键 共价键 概　　念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子间通过共用电子对形成的相互作用 粒　　子 阴、阳离子 原子 本　　质 阴、阳离子间的静电作用(吸引和排斥) 共用电子对与两核间的相互作用 形成条件 活泼金属与活泼非金属化合形成 非金属元素原子间及不活泼金属与非金属原子间形成 形成物质 离子化合物 某些共价单质和某些共价化合物 (2)非极性键和极性键　　共价键可分为极性键和非极性键，二者区别如下： 项　　目 非极性键 极性键 定　　义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不偏向于任何一个原子 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对偏向于吸引电子能力强的一方 成键原子吸引电子能力与电性 吸引电子能力相同，成键原子不显电性 吸引电子能力不同，吸引电子能力极强的原子相对地显负电性，另一显正电性 存在举例 单质分子(如H2，Cl2，P4等)，某些化合物(如Na2O2、H2O2等) 气态氢化物、非金属氧化物、酸根和氢氧根中都存在极性键 　　(3)共价键与离子键之间没有绝对的界限 非极性键→弱极性键→强极性键→离子键 　　5．化学键与分子间作用力的比较 项　　目 化　学　键 分子间作用力 概　　念 相邻的原子间强烈的相互作用 把分子聚集在一起的作用力 范　　围 分子内或某些晶体内 分子间 强　　弱 作用较强，一般在120-800kJ·mol－1 只有几十kj·mol-1，作用较弱 性质影响 主要影响物质的化学性质，化学反应的本质就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程 主要影响物质(跟由分子构成)的熔点、沸点、溶解度等物理性质 6．电子式：　　掌握常见原子(7个主族及O族)、离子(主族元素简单的阴、阳离子以及OH-、O22-、NH4+等)、单质(H2、X2、N2)、化合物(常见共价化合物如CH4、NH3、H2O、HF、HCl、H2S、PH3、SiH4、CO2、PCl3、H2O2、HClO、CCl4等；常见离子化合物如NaCl、K2S、MgCl2、CaF2、MgO、NaOH、Na2O2、Ca(OH)2等)、基(简单的如-OH、-CH3、-NH2、-X等)电子式的书写；某些共价分子结构式的书写以及用电子式表示某些简单物质的形成过程。7．非极性分子和极性分子　　(1)分子极性的判断：单质分子全为非极性分子，如X2、O2、H2、P4等，但O3除外；AB型分子全为极性分子，如HX、CO等；ABn型分子，若A的化合价等于价电子数目，则分子的空间结构对称，其分子为非极性分子；若A的化合价不等于其价电子数目，则分子的空间结构不对称，其分子为极性分子，具体分析如下表： 化　学　式 BF3 CO2 PCl5 SO3(g) H2O NH3 SO2 中心原子