名师高徒高三化学第4讲

1学习过程一、复习预习1、陌生离子反应方程式的书写；2、与量有关的离子反应方程式的书写。二、知识讲解考点1、原子的构成质子（Z个）原子核1．原子AZX中子（N个）核外电子（Z个）2．ZAnR的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系：①数量关系：核内质子数＝核外电子数②电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数=原子序数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数③质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）第四讲物质结构化学键元素周期律适用学科化学适用年级高三适用区域全国本讲时长90min知识点原子结构元素周期表及元素周期律化学键及电子式的书写学习目标1.了解原子结构的组成，会书写原子结构示意图；2.了解元素、核素、同位素的含义；3.掌握元素周期律的实质；4.了解化学键的含义，掌握化学键的形成过程，会用电子式表示。学习重难点重点：粒子半径的比较、元素周期律的应用、化学键的分类难点：元素周期律的应用、电子式的书写2考点2、元素、核素、同位素1．元素：具有相同质子数的同一类原子的总称（质子数相同的同种原子）。2．核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。3．同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。例：H的三种同位素：原子种类11H21H31H名称氕氘氚质子数111电子数111质量数123中子数012特别提示：1．任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子。2．同一元素的各种核素化学性质相似，物理性质不同。3．同位素：“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占有同一个位置。考点3、核外电子排布的规律1．电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布。2．电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。3．每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。电子层1234n电子层符号KLMN……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数2818322n25．常见的10电子和18电子的微粒：粒子10e－18e－原子NeAr分子HF、H2O、NH3、CH4HCl、H2S、H3P、SiH4、C2H6、H2O2、CH3OH、F2、N2H4阴离子F－、O2－、N3－、OH－Cl－、S2－、P3－、O22－、HS－阳离子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O＋K+、Ca2+考点4、元素周期表1．编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。（主族序数＝原子最外层电子数）32．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期12种元素短周期第二周期28种元素周期第三周期38种元素元（7个横行）第四周期418种元素素（7个周期）长周期第五周期518种元素周第六周期632种元素期不完全周期第七周期7未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体考点5、元素周期律元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果1．核电荷数：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐增大。2．电子层数：同周期相同，同主族从上到下依次增多。3．随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化。①主族元素最高正价等于最外层电子数但O一般无正价，F无正价；②∣最高正化合价∣＋∣最低负化合价∣＝8（仅适用于非金属元素）；③金属无负价；④最外层电子数为奇数，则该元素一般显奇数价如：Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；最外层电子数为偶数，则该元素一般显偶数价如S元素有＋4，＋6，－2价；4．元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。⑴元素金属性强弱判断的判断依据：①金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；③金属单质间的置换反应符合金属活动顺序表；④金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强。⑵元素非金属性强弱判断的判断依据：①非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；例：H2＋F22HF（阴暗处混合爆炸，HF最稳定）H2＋Cl22HCl（混合气体光照爆炸，HCl稳定）H2＋Br2△2HBr（混合加热反应，HBr稳定）4H2＋I2△2HI（缓慢反应，HI很不稳定）非金属性：FClBrI②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；③非金属单质间的置换反应；④非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。5．粒子半径的比较（1）不同元素①同周期元素的原子和离子。从左到右，随着核电荷数的递增，元素的原子半径依次减小，阳离子半径依次减小，阴离子半径也依次减小。如：NaMgAlSi，Na＋Mg2＋Al3＋，S2－Cl－。②同主族元素的原子和离子：从上到下，随着核电荷数的递增，元素的原子半径依次增大，离子半径依次增大。如：LiNaKRbCs，Li＋Na＋K＋Rb＋Cs＋，F－Cl－Br－I－。③电子层结构相同的离子：随着核电荷数的递增，离子半径依次减小。如：S2－Cl－K＋Ca2＋；F－Na＋Mg2＋Al3＋。④无法直接比较的粒子。可借助参照物进行比较，如S2－与Al3＋的离子半径大小的比较，可借助于O2－，由于Al3＋O2－S2－，所以Al3＋S2－。（2）同种元素①阳离子＜中性原子＜阴离子。②元素价态越高的粒子，半径越小，如Fe3＋Fe2＋Fe，H＋HH－。考点6、化学键1．定义：相邻的原子或原子团之间强烈的相互作用。2．分类：离子键：存在于离子化合物中；共价键：存在于共价化合物和一部分离子化合物中。3．离子键（1）定义：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。（2）成键的粒子：阴、阳离子。（3）成键条件：活泼金属（IA、IIA族）与活泼非金属（VIA、VIIA族）之间相互化合nenmemMMXX吸引、排斥达到平衡离子键（4）存在：离子化合物中一定存在离子键，常见的离子化合物有强碱、绝大多数盐（PbCl2/Pb(CH3COO)2等例外），强的金属的氧化物，如：Na2O/Na2O2/K2O/CaO/MgO等。（5）离子化合物：由阴、阳离子相互作用构成的化合物。如NaCl、Na2O、Na2O2、NaOH、Na2SO4等。特别提示：1．静电作用既包含同种离子间的相互排斥也包含异种离子间的相互吸引。是阴、阳离子间的静电吸5引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。2．并不是所有物质中都含有化学键，比如稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。。3．一般可以认为金属与非金属之间形成的化学键都为离子键（除了PbCl2、Pb(CH3COO)2、AlCl3）4．共价键（1）定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。（2）成键粒子：原子。（3）成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态（4）存在范围：①非金属单质的分子中（除稀有气体外）：如O2/F2/H2/C60②非金属形成的化合物中，如SO2/CO2/CH4/H2O2/CS2③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42－中存在共价键，NaOH的OH－中存在共价键，NH4Cl中的NH4+存在共价键。（5）分类：共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。a．极性键：①不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。②形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。③存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧根、有机化合物。b．非极性共价键：①定义：同种元素的原子形成的共价键叫非极性键。②形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对。③存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中。如H2、N2、O2、H2O2中的O－O键、Na2O2中的O－O键。（6）共价化合物：只含有共价键的化合物。特别提示：1．离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2；含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4；含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al2C3等2．共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。3．非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl。5．电子式的书写（1）定义：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式。（2）离子化合物的电子式表示方法：离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子6要标明最外层电子多少。例如：常见离子化合物的电子式（3）离子化合物的形成过程：（4）共价化合物的电子式表示方法：在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号。例如：常见共价化合物电子式（5）共价化合物的形成过程：特别提示：1．不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。2．对于离子化合物化学式不等于分子式，在离子化合物中不存在分子。6．分子间作用力和氢键（1）分子间作用力①定义：把分子聚集在一起的作用力，又称为范德华力。②特点：a．分子间作用力比化学键弱得多它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。b．分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力7③变化规律：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。例如，熔、沸点：I2＞Br2＞Cl2＞F2（2）氢键①定义：分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用②存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、HF、H2O、NH3等分子之间。分子间的氢键会使物质的熔点和沸点升高。例如，熔、沸点：H2O＞H2S；NH3＞PH3；HF＞HCl。三、例题精析【例题1】【题干】（2012·江苏化学卷12）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Y原子最外层只有2个，Z单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的是（）A．元素X的简单气态氢化物的热稳定性比W强B．元素W的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐比Z弱C．化合物YX、ZX2、WX3中化学键类型相同D．原子半径的大小顺序：rY＞rZ＞rW＞rX【答案】AD【解析】该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。考查了学生对物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。本题考查了金属性、非金属性比较的几个方面：金属的金属性非金属