资源描述
专题六原子结构与化学键,高考化学（天津专用）,考点一原子结构和核外电子排布 基础知识 (一)原子的构成及各微粒之间的数量关系 1.原子的构成 原 子,考点清单,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。 (1)核电荷数=核内质子数=原子核外电子数; (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N); (3)离子所带电荷数=质子数-核外电子总数。 (二)原子核外电子排布 1.电子层的意义 表示电子离原子核平均距离的大小,通俗地讲就是电子离原子核的远近。 电子层常用n表示,n值越小,表示电子离核越近;反之,电子离核越远。由于电子的运动没有固定的轨迹,因此只能讲平均距离。,2.原子核外电子排布规律 (1)每个电子层最多能容纳2n2个电子。 (2)最外层电子数最多不超过8个(K层为最外层时,最多不超过2个)。 a.最外层电子排满8个(He为2个)形成稳定结构,该结构是稀有气 体元素原子结构,不易得失电子,因此化学性质稳定,一般条件下不发生反应。 b.最外层电子数较少的(1、2、3个)有失电子达到稳定结构的倾向,表现出金属性。 c.最外层电子数较多的(4、5、6、7个)有得电子或形成共用电子对达到稳定结构的倾向,表现出非金属性。 (3)次外层电子数最多不超过18个。,3.最外层电子数与元素性质的关系 (1)稀有气体元素原子最外层电子数一般为8(氦最外层只有2个电子),性质不活泼,既不易失去电子,又不易得到电子。常见化合价为0。 (2)金属元素原子最外层一般少于4个电子,较易失去电子,显正价,失去几个电子就显正几价。 (3)非金属元素原子最外层一般多于或等于4个电子,较易得到电子,显负价,得到几个电子就显负几价。 (三)元素、核素、同位素 1.元素:具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。,2.核素:具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 3.同位素 (1)概念: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。 (2)同位素的应用 HH是制造氢弹的原料U是制造原子弹的原料和核反应堆的燃料; 14C用于考古。 放射性同位素最常见的应用是作为放射源和进行同位素示踪。例如,应用放射性同位素发射出的射线,可进行金属制品探伤、食物保鲜和肿瘤治疗等;追踪植物中放射性 P发出的射线,能确定磷在植物中的作用部,位。,重点难点 元素、核素、同素异形体、同位素的比较,知识拓展 1.120号元素的特殊原子结构 (1)最外层电子数为1的原子有:H、Li、Na、K; (2)最外层电子数为2的原子有:He、Be、Mg、Ca; (3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有:Be、Ar;,(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是:C; (5)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是:O; (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是:Ne; (7)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有:Li、Si; (8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有:Li、P; (9)电子层数与最外层电子数相等的原子有:H、Be、Al; (10)电子层数是最外层电子数2倍的原子有:Li、Ca; (11)最外层电子数是电子层数2倍的原子有:He、C、S; (12)最外层电子数是电子层数3倍的原子是:O; (13)核外电子数等于核外电子层数的原子是:H; (14)核内无中子的原子是H。,2.几种“相对原子质量”的计算方法 (1)核素的相对原子质量的计算式: Ar= (2)核素的近似相对原子质量在数值上约等于该核素的质量数。 (3)某种元素的相对原子质量是根据其各种核素的相对原子质量和它们在自然界中所占的原子百分含量计算的结果。 其计算公式为:=Aa%+Bb%+Cc%+ 其中A、B、C分别为各核素的相对原子质量;a%、b%、c%分别为自然界中各核素所占的原子百分含量;是元素的精确相对原子质量。,(4)上式中A、B、C若用各种核素的质量数代替即得元素的近似相对原子质量。,基础知识 (一)化学键 1.化学键 (1)概念:使离子相结合或原子相结合的作用力。 (2)分类 化学键 2.离子键 (1)概念:带相反电荷离子之间的相互作用。 (2)成键微粒:阴、阳离子。 (3)成键实质:静电作用(阴、阳离子间的静电引力和阴离子的核,考点二化学键,外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力达到平衡)。 (4)形成条件:活泼金属与活泼非金属化合时,一般形成离子键。 (5)存在:所有的离子化合物中都有离子键。 3.共价键 (1)概念:原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 (2)成键微粒:原子。 (3)成键实质:原子间形成共用电子对,共用电子对对核的静电引力与核间、电子间的静电斥力达到平衡。 (4)形成条件:同种或不同种非金属元素的原子相结合时,一般形 成共价键。,(5)分类 (6)存在 (二)分子间作用力、氢键 1.分子间作用力(范德华力) (1)概念:分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力叫分子 间作用力。,(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点、沸 点、溶解度等物理性质,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化合物分子之间和 绝大多数气态非金属单质分子之间。像二氧化硅、金刚石等由 共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。 (3)变化规律 一般来说,对于组成和结构相似的由分子构成的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔、沸点也越高。例如,熔、沸点:I2Br2Cl2F2。,2.氢键 (1)概念:已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。 (2)形成条件 除H原子外,形成氢键的原子通常是N、O、F。 (3)存在作用 分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。,知识拓展 一、化学键与化学反应中的物质变化 1.认识物质变化,2.化学键的存在形式 要分清离子键和共价键的本质、含义及表示方法,明确化学键的意义,要特别弄清以下几个问题: (1)由金属元素与非金属元素形成的化学键不一定是离子键。如BeCl2、 AlCl3等都含有共价键,它们是共价化合物。,(2)由阳离子和阴离子结合生成的化合物不一定是离子化合物。如H+OH- H2O,2H+C CO2+H2O。 (3)由两种共价化合物结合生成的化合物不一定是共价化合物。如NH3+HCl NH4Cl。 (4)有化学键被破坏的变化不一定是化学变化。如HCl溶于水,NaCl加热熔融等都有化学键被破坏,但都属于物理变化。 (5)用化学键强弱可解释物质的化学性质,也可解释某些物质的物理性质。如比较金刚石、晶体硅的熔点高低,要用化学键强弱来解释;而HF、HCl、HBr、HI中的化学键强弱只能解释其化学性质,它们的物理性质与HX键的强弱无关。,二、等电子原理 1.等电子粒子:电子数相同的粒子(原子、分子、离子)称为等电子粒子。 2.等电子体 a.原子数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电子体。如N2与CO是等电子体,但N2与C2H2不是等电子体。 b.由短周期元素组成的粒子,只要其原子数相同、各原子最外层电子数之和相同,即可互称为等电子体。如O3与SO2是等电子体。 3.化学通式相同且价电子总数相等的分子或离子具有相同的空间构型和化学键类型等结构特征,这是等电子原理的基本观点。 4.常见的等电子体 N2与CO,CO2与N2O,O3与N,C、N与SO3,Si、P与Cl,与B3N3H6(硼氮苯)等。 5.等电子原理的应用 根据等电子原理可以较快判断一些简单分子或离子的立体构型,如NH3和H3O+,SiCl4、Si和S的空间构型相似,分别是三角锥形和正 四面体形。 应用于制造新材料。某些等电子体具有相似的结构特征,表现在性质和应用上也有相似之处,这对制造新材料是有启发的。例如,晶体硅、锗是良好的半导体材料,它们的等电子体磷化铝(AlP)、砷化镓(GaAs)也都是良好的半导体材料。,方法1电子式的书写 电子式是表示物质结构的一种式子,其写法是在元素符号的周围用“”或“”来表示原子或离子的最外层电子,并用“n+”或“n-”(n为正整数)表示离子所带电荷。书写时要注意以下几点: (1)同一个式子中同一元素的原子的电子要用同一符号表示,都用“”或“”。 如Mg不能写成Mg。 (2)主族元素的简单离子中,阳离子的电子式就是离子符号。如Mg2+既是镁离子符号,也是镁离子的电子式。阴离子的最外层一般是8电子稳定结构,在表示电子的符号外加方括号,方括号的右上角标明所带电荷。,方法技巧,如S2-的电子式为： 2-,Cl-的电子式为：-。 (3)离子化合物中阴、阳离子个数比不是11时,要注意每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻的原则。 (4)写双原子分子的非金属单质的电子式时,要注意共用电子对的数目和表示方法。,(5)要注意共价化合物与离子化合物电子式的区别。前者不加方括号,不写表示电荷的符号,后者阴离子和复杂阳离子(如N)加方括号,方括 号外写表示电荷的符号。 如H2O的电子式为H,不能写成H+2-H+。 例下列表述合理的是() A.苯与乙炔的实验式均是C2H2 B.H2O2的电子式是H+: 2-H+ C.溴乙烷的比例模型是 D.NH3H2O的电离方程式是NH3H2O N+OH-,与电子式相关的“式”有结构式、实验式,解题时要注 意它们的区别。 解析A项,实验式即最简式,故苯与乙炔的实验式均是CH;B项,H2O2属于共价化合物,其电子式为H: :H;D项,书写弱电解质的电离方程式 应该用可逆号。 答案C,解题导引,方法2电子数相等的微粒的确定方法 1.核外电子数相等的微粒的书写 (1)首先要找出所要书写的相应电子数目的稀有气体元素的原子。 (2)然后再根据“阴上阳下稀居中”的思维顺序,找出与稀有气体元素同周期的元素形成的阴离子和下一周期的主族元素形成的阳离子。 (3)写出阴离子所对应的元素的氢化物分子。 (4)若氢化物能自偶电离,则写出其电离生成的离子。如水可电离生成 H3O+和OH-,氨能电离生成N和N。 (5)再写出特殊情况的等电子微粒。,一周期的主族金属元素形成的微粒。 (2)18电子微粒:以Ar为核心,推断同周期的非金属元素形成的微粒和下一周期的主族金属元素形成的微粒等。,2.寻找10电子和18电子微粒的方法 (1)10电子微粒:以Ne为核心,推断同周期的非金属元素形成的微粒和下,3.其他等电子数的微粒 “9电子”的微粒:F、OH、NH2、CH3(取代基) “14电子”的微粒:Si、N2、CO、C2H2 “2电子”的微粒:He、H-、Li+、Be2+、H2,4.质子数及核外电子总数均相等的微粒 Na+、N、H3O+;HS-、Cl-;F-、OH-、N;N2、CO、C2H2等。,
展开阅读全文