江苏专用2021高考化学一轮复习专题5微观结构与物质的多样性课件

第二部分化学基本理论专题5微观结构与物质的多样性考点一原子结构化学键晶体类型考点清单基础知识1.原子的构成及各微粒之间的数量关系(1)原子的构成原子 X) (2)各微粒间的数量关系 X表示质量数为A、质子数为Z的一个原子。a.核电荷数=核内质子数=原子核外电子数;(AZ():(-):():ZAZZ质子个决定①　元素的　种类原子核中子个决定②　同位素的　种类核外电子个最外层电子数决定③　元素的化学　　性质　AZ b.质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N);c.离子所带电荷数=|质子数-核外电子总数|。2.原子核外电子排布  3.元素、核素、同位素的概念及相互关系4.化学键与分子间作用力 说明(1)离子化合物中一定含有离子键,离子键只能存在于离子化合物中。(2)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和单质中。(3)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,如NaCl;熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物,如HCl。5.电子式的书写电子式的表示方法注意事项举例原子元素符号周围标明价电子价电子少于4时以单电子分布,多于4时部分以电子对分布阳离子单核离子符号右上方标明电荷Na+多核元素符号紧邻铺开,周围标清电子分布用“[]”,右上方标明电荷阴离子单核元素符号周围合理分布价电子及所得电子用“[]”,右上方标明电荷多核元素符号紧邻铺开,合理分布价电子及所得电子用“[]”,右上方标明电荷单质及化合物离子化合物由阳离子电子式和阴离子电子式组成同性不相邻,离子合理分单质及共价化合物各原子紧邻铺开,标明价电子及成键电子情况相同原子不合并,无“[]”,不标电荷 6.离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体组成晶体的粒子阴、阳离子原子分子金属阳离子和自由电子组成晶体的粒子间的相互作用离子键共价键分子间作用力金属键典型实例NaOH、Na-Cl、K2SO4金刚石、晶体硅、SiO2、SiC冰(H2O)、P4、I2、干冰(CO2)、S8Na、Mg、Al、Fe特性熔点、沸点熔点较高、沸点高熔、沸点高熔、沸点低一般较高,部分较低导热性不良不良不良良好导电性固态不导电,熔融状态或溶于水能导电差差良好机械加工性能不良不良不良良好硬度较大大较小一般较大,部分较小考点二元素周期律与元素周期表基础知识1.同周期、同主族元素性质变化规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小,阴离子逐渐减小,r(阴离子)r(阳离子)逐渐增大性质化合价最高正化合价由+1→+7(O、F除外),最低负化合价=-(8-主族序数)最高正化合价=主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强(稀有气体元素除外)金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱2.元素周期表的结构  3.元素原子最外层电子数与族的关系(1)最外层电子数为1~2的元素:ⅠA族、ⅡA族、副族、0族(He)。(2)最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。:2:8:8(7:18):18:32:32:,7:,7(18:8910)0第一周期①　种　元素短周期第二周期②　种　元素第三周期③　种　元素周期个第四周期④　种　元素横行第五周期⑤　种　元素长周期第六周期⑥　种　元素第七周期⑦　种　元素主族由长周期和短周期元素共同构成共⑧　个　主族族副族完全由长周期元素构成共⑨　个　副族个第Ⅷ族第⑩　、、三　个纵行纵行:18族第⑪　纵　行(3)最外层电子数为8的元素:0族(He除外)。4.元素周期表的构成规律(1)同构规律稀有气体原子与同周期非金属元素的阴离子、下周期金属元素的阳离子,具有相同的电子层结构。(2)同主族序数差规律a.ⅠA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差2、8、8、18、18、32;b.ⅡA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、32;0族元素依次差8、8、18、18、32、32;c.ⅢA~ⅦA族元素随电子层数的增加,原子序数依次相差8、18、18、32、32。(3)对角线关系对角线元素(右图中的A与D)存在着相似性,如Li与Mg、Be与Al等,但只适用于第二、三周期。这是由A、D的原子半径相近引起的。基本规律一、微粒半径大小比较1.原子①同周期主族元素原子:最外层电子数越多,半径越小。例如:r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)②同主族元素原子:电子层数越多,半径越大。例如:r(K)r(Na)r(Li);r(I)r(Br)r(Cl)r(F)2.同种元素的原子和离子核内质子数相同,核外电子数越多,半径越大。例如:r(H-)r(H)r(H+)、r(Na)r(Na+)、r(Cl-)r(Cl)、r(Fe)r(Fe2+)r(Fe3+)3.离子①同主族元素形成的离子:电子层数越多,半径越大。例如:r(K+)r(Na+)r(Li+);r(I-)r(Br-)r(Cl-)r(F-)②同周期元素形成的离子:核外电子数(电子层数)相同时,核内质子数越多,半径越小。例如:r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)、r(P3-)r(S2-)r(Cl-)③阴阳离子皆适用:核外电子数(电子层数)相同时,核内质子数越多,半径越小。例如:r(P3-)r(S2-)r(Cl-)r(K+)r(Ca2+)二、元素金属性、非金属性强弱的比较1.比较元素金属性强弱的方法(1)金属与水(或非氧化性酸)的反应越容易,其对应元素的金属性越强。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。(3)在金属活动性顺序中,金属的位置越靠前,其金属性越强。(4)同一周期,金属元素越靠前,其金属性越强;同一主族,金属元素越靠下,其金属性越强。(5)金属与盐溶液的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元素的金属性强于B元素。(6)一般金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。(注:氧化性Fe3+Cu2+Fe2+,金属性FeCu)(7)电化学原理:不同金属形成原电池时,通常作负极的金属的金属性强;通常在电解池中的阴极上先析出的金属的金属性弱。2.比较元素非金属性强弱的方法(1)非金属单质与H2越易化合,则其对应元素的非金属性越强。(2)形成的氢化物越稳定,则其对应元素的非金属性越强。(3)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,其对应元素的非金属性越强。(4)同一周期(稀有气体元素除外),非金属元素越靠右,其非金属性越强;同一主族,非金属元素越靠上,其非金属性越强。(5)非金属之间的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元素的非金属性强于B元素。化学用语的正确表达应用原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数等概念,结合常见的核素表达式、微粒电子式、原子(离子)结构示意图,典型的反应(水解、电离)化学方程式(离子方程式),典型的有机物结构式(结构简式)、球棍模型(比例模型)等,解决化学用语类问题。知能拓展例(2019江苏七市二模,2)下列有关化学用语表示正确的是 ()A.聚苯乙炔的结构简式: B.BF3的电子式:C.钠离子的结构示意图: D.HS-水解的离子方程式:HS-+H2O S2-+H3O+解析B项,BF3中B是缺电子结构,电子式应写成,故错误;C项,钠离子结构示意图中的核电荷数应为+11,故错误;D项,把H3O+写成H++H2O的形式后,可看出这是HS-的电离方程式,故错误。答案A题目价值学会对易混淆的化学用语进行对比和辨析,如原子结构和离子结构的区别、离子化合物与共价化合物电子式的区别等,体现了宏观辨识与微观探析的学科核心素养。元素的位、构、性关系是中学化学的灵魂,原子结构决定了元素的位置和性质,元素在周期表中的位置体现了元素的性质,准确把握三者之间的关系,结合原子半径大小比较规律、元素金属性强弱比较规律、元素非金属性强弱比较规律以及晶体类型与化学键关系,解决元素推断类问题。实践探究例(2019常州教育学会学业水平监测,8)短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大,Ⅹ是空气中含量最多的元素,Y是海水中质量分数最大的元素,Z元素原子是短周期主族元素中原子半径最大的,W与X属于同一主族。下列说法正确的是 ()A.原子半径:WZYB.由Y、Z组成的化合物中均不含共价键C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的强D.X的简单气态氢化物的热稳定性比Y的强解析根据题意推理分析可得元素X、Y、Z、W应分别为N、O、Na、P。原子半径:r(Na)r(P)r(O)即r(Z)r(W)r(Y);Na与O形成的Na2O2中含有共价键;HNO3酸性比H3PO4强;NH3的热稳定性比H2O弱。答案C题目价值能从宏观和微观结合上收集证据,对有关的化学问题提出假设,能依据证据证明或证伪假设,体现了证据推理与模型认知的学科核心素养。