物质结构复习课

分类
电子式
1、原子的电子式 2、分子、离子的电子式 3、离子化合物的电子式 4、 用电子式表示离子化合物、共价化合物的形成过程
共价键的分类
非极性键 定 义
存在范围 键的极性 共用电子对不偏向任何 成键原子的共价键。 同种元素的原子间 无极性
极性键
共用电子对偏向某一成键 原子的共价键。 不同种元素的原子间 有极性
离子键
化学键
共价键
金属键
比较
类型
离子键
共价键
概念 成键微粒 成键条件 存在 （举例）
阴、阳离子间通过静电 原子间通过共用电子对 所形成的化学键。 作用所形成的化学键
阴、阳离子 得失电子 原子 电子对共用 非金属单质：H2 共价化合物：HCl 某些离子化合物 极性键和非极性键
离子化合物 如NaCl、铵盐
小结
质子 原子核
原子( X)
A Z
决定 决定
元素种类
原子(核素)种类
中子 核外电子
决定
元素的化学性质
核外电子的排布规律及表示方法 1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的 电子层里（这就是能量最低原理）。 电子层的代号 n 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 1 2 3 4 5 6 7 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 序号 时不能超过 2 ）。 K L M N O P Q 各 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层 电 与原子核 从小到大 电子数不能超过 32 。 子 的距离 层 能量 从低到高 注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 立地理解。
F.电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be G.次外层电子数是最外层电子数2倍的元素： Li、Si
核外电子数相同的微粒 （1） 核外电子总数为10个电子的微粒
（2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子： K+ Ca2+
阴离子： S2— Cl— HS—
分子：HCl
F2 H2S H 2O2 PH3 N2H4 SiH4 Ar C2H6 等
1.有18号以前的X、Y两种元素，已知ZX2+ 比Y2-少8个电 子，则Y的原子序数为（ B ） A. Z + 2 B. Z + 4 C. Z + 6 D. Z + 8
2.下列各组指定原子序数的元素，不能形成XY2型化合物的是（D ） A. 6 和 8 B. 12 和 17 C. 16 和 8 D. 13和16
《物质结构
a + d c+ -b e
元素周期律》复习课
X
a、b、c、d、e各代表什么？
a——代表质量数；
b——代表核电荷数(质子数) ； c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价； e ——代表原子个数
重要的等量关系：
质量关系：A=Z+N 原子 A X 质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数 Z 电量关系： 离子 A Xn- 核外电子数 =Z + n Z 离子 A Xn+ 核外电子数 =Z－ n Z
不同核素互为同位素。 “同位素”的“同”如何理解？
核素 某种元素 核素
同位素
举例
许多元素都有同位素， 目前发现112种元素，
核素却有1800 余种。
氢元素有 H 碳元素有
12 6 234 92 1 1 2 1
H C
3 1
H 三种核素，它们互为同位素 C 三种核素，它们互为同位素 U 三种核素，它们互为同位素
锂 钠 钾 铷 铯
1
单 银白, 质 软,轻. 都 低(熔 具 点). 有 强 的 略带 还 金色 原 性
逐 渐 增 多
逐 渐 降 低
逐 渐 降 低
逐 渐 增 大
金 属 性 逐 渐 增 强
卤素的性质
相似形 递变性 名 称 最外层 物理 化学 电子 熔点 沸点 密度 化学
电子数 性质 性质 层数 性质
D
A n+ 某粒子用 Z R 表示，下列关于该粒子的叙述
正确的是
B
A、所含质子数=A-n B、所含中子数=A-Z C、所含电子数=Z+n D、质量数=Z+A
重要的概念：
元素 核素 同位素
元素----具有相同质子数的同一类原子的总称。 核素----具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 同位素---质子数相同而中子数不同的同一元素的
2、下列关于元素金属性、非金属性强弱说法正确的是（ B ） A．与某金属反应时，非金属甲得电子数目比非金属乙多，则 甲比乙非金属强 B．非金属单质甲能与非金属乙的阴离子发生氧化还原反应，则 甲比乙非金属性强 C．金属丙比金属丁最外层电子数少，说明丙比丁金属性强 D．1 mol金属丙与酸反应比1 mol金属丁与酸反应产生氢气少，说明 丙比丁金属性弱
E、由非金属元素组成的化合物一定是共价化合物。
F、由两种非金属元素组成的AB型化合物一定是共价化合物。 G. 在熔化状态下能导电的化合物是离子化合物。 4、下列微粒中各原子的最外层电子数均满足8电子的是（AC ）
A、CO2
B、 NH3
C、PCl3
D、SF6
B
范德华力（分子间作用力）
定义：分子与分子间存在的一种微弱的相互 作用，这种作用叫做分子间作用力，又叫 范德华力。
二、元素周期律 随原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径 和化合价均呈现周期性的变化。
1、最外层电子排布呈现周期性变化（H、He除外） 2、原子半径呈现周期性变化。
3、最高正价和负价呈现 周期性变化。
核外电子排布的规律
原子半径的变化规律
元素化合价的规律
判断元素化合价的一般规律：
最高正价 = 最外层电子数 最低负价 = 最外层电子数－ 8 （H为2） 最高正价 + 最低负价 = 8 （H为2） 注意： ① 金属元素无负价。 ② O、F化合价的特殊性。
0
50
Cl2
Cl2
F2 F2
卤素单质的熔、沸点与 相对分子质量的关系
一些氢化物的沸点
下列关于氢键的说法不正确的是(
)
A. HF的沸点比HCl的沸点高，是由于HF分子间存在氢键
B. 水在结冰时体积膨胀，是由于水分子之间存在氢键 C. NH3的稳定性很强，是因为其分子间能形成氢键 D. 在氨水中水分子和氨分子之间也存在着氢键
氢键
定义：存在于含N,O,F分子间或分子内的一 种比分子间作用力稍强的相互作用。
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大， 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。如卤素单质：
温度/℃ 250 200 150 100 50 -50 -100 -150 -200 -250
沸点
I2
熔点
100 150 Br 2 Br2 200 250 相对分子质量 I2
原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星，这与铱 （Ir）元素的原子核外电子数恰好相等，因此称为“铱 星计划”。已知铱的一种原子是 197Ir ，则其核内的中 77 子数是
C
A、77
B、114
C、120
D、268
1999年新发现的114号元素的一种原子，其中子 数为184，该原子的质量数为 A、70 B、114 C、228 D、298
1、下列各式用电子式表示的化合物的形成过程，正确的是（ B ）
D、
2、下列说法正确的是（ D ） A.离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力 B.所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键 C.在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键 D.钠原子与氯原子结合成氯化钠后体系能量降低
3、判断以下说法的正误。 A、离子化合物只含离子键。 B、含离子键的化合物一定为离子化合物。 C、共价化合物只含共价键。 D、 含共价键的化合物一定为共价化合物。
氟 氯 7 溴
碘
单质 的熔, 沸点 较低, 颜色 较深来自单质 具有 强的 氧化 性
逐 渐 增 多
逐 渐 升 高
逐 渐 升 高
逐 渐 增 大
非 金 属 性 逐 渐 减 弱
1、有11~17号中三种元素X、Y、Z，其最高价氧化物对应的 水化物的酸性依次增强，则下列有关 性质的判断中错误的是( A ) A. 元素的非金属性X>Y>Z C. 原子半径X>Y>Z B. 气态氢化物的稳定性X<Y<Z D. 最高正化合价X<Y<Z
微粒半径比较的一般规律：
rS 2-
rCl -
rK +
rCa 2+
元素周期表结构（三七两个一） 七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
ⅠA
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1 H ⅡA
He 2
2 Li Be
3 Na Mg ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 4 K Ca 5 6
镧系
B C N O F Ne 10
Ⅷ
ⅠB ⅡB
Al Si P
S Cl Ar 18
36
54
86
7
锕系
每周期元素种类依次为：
2、8、8、18、18、32、32
元素金属性和非金属性的周期 性变化
a、元素的单质与水或与酸反应置换出氢气 的难易。 越容易，元素的金属性就越强。 金属性 b、元素最高正价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 碱性越强，元素的金属性就越强。
思考：具有以下特殊原子结构的分别是哪些原子？
1H A.原子核中无中子的原子：
B.最外层电子数等于次外层电子数的元素： Be、Ar
C.最外层电子数是次外层电子数2倍的元素： C
Ne 是次外层电子数3倍的元素： 是次外层电子数4倍的元素： O
D.最外层电子数是内层电子数一半的元素： Li、P E.电子层数与最外层电子数相等的元素： H、Be、Al