2019-2020年高三化学一轮复习 第5章 元素周期律教案.doc

2019-2020年高三化学一轮复习 第5章 元素周期律教案复习目标：1、掌握元素周期表的结构、原子结构。2、了解原子结构与元素在周期表中的位置关系。基础知识：一、元素周期表1、元素周期表的编排原则（1）横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。2元素周期表的结构(1)周期（七个横行，七个周期）短周期长周期序号一二三四五六七元素种数288181832不完全周期最多容纳 32 种元素0族元素原子序数21018365486(2)族（18个纵行，16个族）主族列序121314151617族序AAAAAAA副族列序345671112族序BBBBBBB第族第 8、9、10 共3个纵行0族第 18 纵行3元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括A、族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。【注意】根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区价层电子的电子排布式s区Ns12p区ns2np16d区(n1)d19ns12ds区(n1)d10ns12f区(n2)f114(n1)d02ns2元素周期表1元素周期表结构的记忆(1)七个横行七周期，三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。(2)18纵行16族，7主7副0和。2元素周期表中的几个特殊区域(1)过渡元素：元素周期表中部从B族到B族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。(2)主、副族的交界：A族后是第B族，B族后是A族。(3)镧系元素：在第六周期，第B族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。(4)锕系元素：在第七周期，第B族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。(5)第族：在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第族。3元素原子序数的确定(1)依据主族元素在周期表中的位置对于主族元素，电子层数周期数，最外层电子数主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第A族，其原子结构示意图为 ，则原子序数Z为35。 (2)利用同主族相邻两元素原子序数的关系元素周期表中左侧元素(A、A族)：同主族相邻两元素中，Z(下)Z(上)上一周期元素所在周期的元素种类数目。元素周期表中右侧元素(AA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)Z(上)下一周期元素所在周期的元素种类数目。(3)利用同周期A族和A族元素原子序数的关系设A族、A族元素原子序数分别为x、y，则有y=x+1（第二、三周期）y=x+11（第四、五周期）y=x+25（第六、七周期）4已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置方法：利用稀有气体的原子序数来确定。第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。例如：(1)35号元素(相邻近的是36Kr)，则35361，故周期数为四，族序数为8|1|7，即第四周期第A族，即溴元素。(2)87号元素(相邻近的是86Rn)，则87861，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第A族，即Cs元素。【例1、2】例题精讲：【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是 。A.x+2B.x+4 C.x+8D.x+18(2)若甲、乙分别是同一周期的A族和A族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是 。An=m+1Bn=m+18 Cn=m+25Dn=m+11解析 (1)同主族的两种元素第一、二周期元素，原子序数相差2。第二、三周期元素，原子序数相差8。第四、五周期元素，原子序数相差18。第六、七周期元素，原子序数相差32。故绝不可能相差4。（2）同周期A族和A族元素，原子序数之差：第二、三周期，原子序数差为1;第四、五周期，原子序数差为11；第六周期，原子序数差为25。故绝不可能相差18。答案 (1)B (2)B【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等。ACB(1)写出A、B、C三种元素的名称：_、_、_。(2)B位于元素周期表中第_周期第_族。(3)C的原子结构示意图为_，C的单质与H2O反应的化学方程式为(4)写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式导航解答该题要利用A、B、C三种元素在元素周期表中的位置特点，结合条件“Z(B)Z(A)Z(C)”即可推断出B元素，其他问题迎刃而解。解析(1)根据图示，A、B、C一定在A族元素之后，又因Z(B)Z(A)Z(C)，设Z(B)b，则有b(b8)1(b8)1，即b16，即B为16S，则A为N，C为F。(2)S在元素周期表中第三周期第A族。(3)F的原子结构示意图为 ，F2与H2O反应的化学方程式为2F22H2O=4HFO2。(4)NH3与H2SO4反应的化学方程式为：2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)。答案(1)氮硫氟 (2)三A (3) 2F22H2O=4HFO2(4)2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)第五章 元素周期律第二课时 原子结构与组成微粒间的关系复习目标：1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。基础知识：一、原子结构原子X原子核核外电子质子（Z）个中子（A-Z）个电子数（Z）个电子排布（分层排布）核电荷数（Z）决定元素的种类质量数（A）近似相对原子质量在质子数决定后，决定原子的种类最外层电子数各层电子数同位素决定主族元素化学性质原子的电子式电子层(K、L、M）原子结构示意图1原子的构成(1)原子的组成(2)符号中各数字的含义(3)组成原子的各种微粒及相互关系质子数（Z）= 核电荷数 = 原子序数质量数（A）= 质子数（Z） + 中子数（N）阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数注：有质子的微粒不一定有中子如 。有质子的微粒不一定有电子如H+。质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。2元素、核素、同位素元素核素同位素概念具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子质子数相同而中子数不同的原子或同一元素的不同核素范围宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态微观概念，对某种元素的一种原子而言微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的种类多余元素的种类特性主要通过形成的单质或化合物来体现不同的核素可能质子数相同、或中子数相同、或质量数相同，或各类数均不同。同位素质量数不同，物理性质有差异，化学性质相同。实例H、OH、H、N、C、Mg是不同的核素H、H、H为氢的同位素【例1】3几种“相对原子质量”（1）同位素的相对原子质量的计算式：Mr=（2）同位素的近似相对原子质量，数值上约等于该同位素原子的相对质量。（3）元素的相对原子质量是根据各种同位素的相对原子质量和他们在自然界中所占的原子个数百分含量计算的结果。=Aa%+ Bb%+ Cc%【例2】3、核外电子排布（1）排布方式 分层排布，电子层由里到外依次是：第一、二、七层，符号分别对应：K、L、M、N、O、P、Q。(2)排布规律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。每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。电子一般总是先排在能量低 的电子层里，即最先排在 K层，当 K 层排满后，再排 L 层，依此类推。最外层电子数不超过8个(或 2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。4、构造原理能量最低原理(1)能层与能级能层多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。能级多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。(2)构造原理随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。【思考】核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。(3)能量最低原理、基态与激发态光谱能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。基态原子激发态原子（吸收能量）（释放能量）光谱光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。(4)电子云与原子轨道电子云电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。原子轨道电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p纺锤形3泡利原理和洪特规则A泡利原理条件：当电子在同一个轨道中排布时；结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。B洪特规则条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时；结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。C基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。表示原子结构和组成的常见化学用语1原子结构示意图 可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如 2电子式 可表示原子最外层电子数目，如 。3核素符号 侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如O4电子排布式（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。 （2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：Ar4s1。 （3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2()Cr：1s22s22p63s23p63d54s1()5电子排布图 用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为：【例3、4】典型例题：【例1】(xx年高考广东卷)xx年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化氧化CO反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是()APt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素BPt和Pt的中子数相同，互称为同位素CPt和Pt的质子数相同，互称为同位素DPt和Pt的质量数相同，不能互称为同位素答案C【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一个氧原子质量的作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为 （）A B C D答案 B【例3】(xx年海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是()A最易失去的电子能量最高B电离能最小的电子能量最高Cp轨道电子能量一定高于s轨道电子能量D在离核最近区域内运动的电子能量最低解析原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确，B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。答案C【例4】下列各种基态原子的核外电子排布式中，正确的是 ( )A1s22s12p1 B1s22s22p33s1 C1s22s22p63s14s1 D1s22s22p63s23p64s1答案D第五章 物质结构 元素周期律第三课时 元素周期律复习目标：1、掌握元素周期律的本质、内容。能根据元素周期确定元素的性质。2、深入了解“位-构-性”的关系。基础知识：1概念 元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。2实质 元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。3对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。4元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1递增到7相同主要化合价最高正价由+1+7（O、F除外）负价由-4-1最高正价相同原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大金属性与非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱最高价氧化物对应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非金属的气态氢化物生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得失电子能力得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强第一电离能逐渐增大（特例：BeB,NO,MgAl，PS）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小5电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（3）变化规律：同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如Be B，N O， Mg Al，P S。同一族从上到下元素的第一电离能变小。6电负性（1）键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。（4）变化规律同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。（5）应用判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性1.8;金属的电负性S。(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4H3PO4可判断非金属性：SP；但酸性H2SO4HClO，HClH2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。【例3】微粒半径的大小比较规律1同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：NaMgAlSi（稀有气体的原子半径不参与比较）。2同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如：LiNaKRb;OSMg2+Al3+。4同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3-S2-Cl-。5同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第A族中：Na+K+Rb+Cs+。6同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第A族中：F-Cl-Br-I-。7阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+Na，Fe2+S，Br-Br。9电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2-Cl-K+Ca2+，Al3+Mg2+Na+Fe2+Fe3+，H-HH+。【例4】例题精讲：【例1】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )AOSSeTe BCNOF CPSOF DKNaMgSPSi，故其氢化物稳定性为HClH2SPH3SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。答案(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4原子3s23p4 (3)HClH2SPH3SiH4 (4)氮元素CE【例3】下列推断正确的是（）A根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱B根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱C根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱D根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱解析元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应，A错；氢化物沸点高低与元素的非金属性强弱没有必然联系，B错；当电子层数相同时，才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱，D错。答案C【例3】 已知118号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 （ ）A质子数cd B离子的还原性Y2-Z-C氢化物的稳定性H2YHZ D原子半径Xbdc，所以氢化物稳定性应为HZH2Y，原子半径大小关系应为XW，故选B。【规律总结】 在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小： 一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小； 三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用；稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性，因测定依据不同。 第五章 物质结构 元素周期律第四课时 元素周期律与元素周期表综合应用复习目标：1、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。2、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。基础知识：1元素的分区 虚线两边 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。2元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据周期表中的位置寻找未知元素。 (2)预测元素的性质（由递变规律推测）。比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性MgAl，CaMg，则碱性Mg(OH)2Al(OH)3，Ca(OH)2Mg(OH)2；推测未知元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为 色固体，与氢 化合，HAt不稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。在周期表中 寻找半导体材料；在周期表中的 附近探索研制农药的材料；在 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。“位”、“构”、“性”三者之间的关系1“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下（1）原子结构与元素在周期表中的位置关系主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。核外电子层数=周期数。质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。最外层有1个或2个电子，则可能是第A、第A族元素，也可能是副族、第族或0族元素氦。（2）性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：元素的金属性、非金属性。气态氢化物的稳定性。最高价氧化物对应水化物的酸碱性。（3）结构和性质的互推是解题的要素电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。同主族元素最外层电子数相同，性质相似。正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。判断元素金属性和非金属性的方法。2元素“位、构、性”规律中的特例在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；（1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。（2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。（3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。（4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为3995,大于19K的39.10。（5）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。典型例题：【例1】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是（ ）A原子半径：WZYXB最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱CY的气态氢化物的稳定性较Z的弱D四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高解析Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，则Y为O，故X为N，Z为S，W为Cl，A项错误；B项HClO4酸性比H2SO4酸性强，错误；H2O比H2S稳定，故C项错误；S为固体，其他为气体，故D项正确。【例2】（xx山东卷，11）下列说法正确的是A形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力BHF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱C第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强D元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果解析离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同驻足元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCL、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCL、HBr、HI的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价汉阳算得酸性越强，C错因为没有指明是最高价含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化，D正确。答案D【例3】（xx上海卷，20）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价+2+3+5、+3、-3-2下列叙述正确的是AX、Y元素的金属性 XY，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此判断可知X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。【知识归纳】解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求突破。第五章 物质结构 元素周期律第五课时 化学键复习目标：1、了解离子键、共价键的形成过程和与物质类别间的关系。2、掌握电子式的书写方法。基础知识：1化学键（1）含义：使 离子 相结合或 原子 相结合的作用力。（2）特点：短程有效 强烈的相互作用化学键离子键共价键极性共价键非极性共价键 （3）分类:2离子键和共价键 比较 离子键 共价键极性键 非极性键 概念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用 成键粒子 阴、阳离子 原子特点 阴、阳离子间的相互作用 共用电子对偏向一方 共用电子对不偏向任一方 形成条件 活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成阴、阳离子带正电荷原子团（NH ）与带负电荷的阴离子之间发生强烈相互作用 不同非金属元素的原子间非金属元素与不活泼的金属元素之间 同种元素的原子间通过共用电子对结合 3化学反应的实质（1）化学键的形成化学键的形成与原子结构有关，主要通过两个方面来实现。原子的价电子间的 转移 离子键。原子的价电子间的 共用 共价键。（2）化学反应的本质反应物分子内 旧键的断裂 和产物分子中_新键的形成 。化学键与物质类别之间的关系1离子化合物、共价化合物与物质分类的关系化合物类型 定义 与物质分类的关系 举例 离子化合物 含有离子键的化合物 包括强碱、绝大多数盐及活泼金属的氧化物和过氧化物 NaCl、Na2O2、NaOH、NH4Cl等 共价化合物 只含有共价键的化合物 包括酸、弱碱、极少数盐、气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等 H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3、H2O等 2离子化合物、共价化合物的判断方法（1）根据化学键类型来判断一般来说，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间形成的是离子键，同种或不同种非金属原子间形成的是共价键。含有离子键的化合物一定为离子化合物，仅含有共价键的化合物一定为共价化合物。（2）根据化合物的类型来判断大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价化合物。（3）根据化合物的性质来判断熔点、沸点较低的化合物是共价化合物。溶于水后不能发生电离的化合物是共价化合物。熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，不导电的化合物是共价化合物。3化学键与物质类别之间的关系除稀有气体无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质类别关系规律可概括如下： 只含有极性共价键的物质一般是不同非金属元素形成的共价化合物。如SiO2、HCl、CH4等。 只含非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质。如Cl2、P4、金刚石等。 即有极性键又有非极性键的物质一般为多原子（4个原子以上），且相同的原子至少有2个的非金属元素形成的共价化合物，如：H2O2、C2H4等。 只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CaCl2等。 既有离子键又有极性键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2等。 仅由非金属元素形成的离子化合物，如铵盐NH4Cl、NH4NO3等。 金属元素和非金属元素间可能存在共价键。如AlCl3等。 非金属性较强的元素的氢化物（H2O、NH3、HF等）易形成氢键，但氢键属于一种特殊的分子间作用力。【例1】4分子间作用力和氢键（1）分子间作用力定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。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。 变化规律一般说来，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、沸点也 越高。例如，熔、沸点：I2 Br2 Cl2 F2。（2）氢键定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。形成条件除H外，形成氢键的原子通常是N、O、F。存在氢键存在广泛，如蛋白质分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。五、几种表示方法1电子式概念 在 元素符号 周围，用“”或“”来表示原子的最外层层电子（价电子）的式子 书写微粒的种类 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少于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 阳离子 单原子 离子符号右上方标明电荷Mg2+ 多原子 元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布 用“ ”，右上方标明_电荷_阴离子单原子元素符号周围合理分布价电子及所获电子 用“”，右上方标明电荷多原子 元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所获电子 相同原子不得加和，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，离子合理分布 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 原子不加和，无“”，不标明电荷 离子化合物形成过程 原子电子式离子化合物电子式 电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“”，同性不相邻，合理分布 共价化合物形成过程 原子电子式共价化合物电子式 无电子转移不用“”，不用“”，不标明电荷 【注意】（1）书写电子式或判断电子式的正误时，首先要判断化合物是离子化合物还是共价化合物，然后再进行书写或判断。（2）要熟练掌握一些重要物质电子式的书写。 2结构式（1）含义：用一根短线“-”表示一对共用电子对，忽略其他电子的式子。（2）特点：仅表示成键情况，不代表空间构型，如H2O的结构式可表示为H-O-H或都行。 【例2】例题精讲：【例1】下列各组化合物中，化学键的类型相同的是（）CaCl2和Na2SNa2O和Na2O2 CO2和CS2HCl和NaOHAB C D解析项CaCl2和Na2S中都仅含离子键，项CO2和CS2中都仅含共价键，但项Na2O中仅含离子键而Na2O2中还含有O-O共价键，项HCl中无离子键而NaOH中既有离子键又有共价键。【例6】下列各项中表达正确的是（）ANaCl的电子式为 BCO2的分子模型示意图为CCrO5的结构式为，该氧化物中Cr为+6价D次氯酸的结构式为H-Cl-O解析氯化钠是离子化合物，存在离子键，A错；CO2是直线形分子，B错；HClO的结构式是H-O-Cl，D错。第五章 物质结构 元素周期律第六课时 晶体类型及作用力复习目标：1、掌握晶体的常识以及晶体与化学键、作用力等相关知识。2、能判断出物质的晶体类型，能运用晶体知识比较物质熔沸点的高低。基础知识：类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子原子金属阳离子和自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用力分子间作用力（范德华力）共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂常见溶剂难溶大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物（SiO2除 外）、绝大多数有机物（有机盐除外）部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2）金属单质 与合金（如Na、Al、Fe、 青铜）金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐(如NaCl)一、晶体类型的判断1依据组成晶体的粒子和粒子间的作用判断 离子晶体的粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键；原子晶体的粒子是原子，原子间的作用是共价键；分子晶体的粒子是分子，分子间的作用为分子间作用力，即范德华力；金属晶体的粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。2依据物质的性质分类判断 金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质与合金属于金属晶体。3依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在几百至一千多度。原子晶体的熔点高，常在一千至几千度。分子晶体熔点低，常在几百度以下至很低温度。金属晶体的熔点差别很大。4依据导电性判断 固态不导电、熔融态能导电的一定是离子晶体。原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电。金属晶体是电的良导体。5依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度差别大，且具有延展性。二、晶体熔、沸点高低的判断1不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律 原子晶体离子晶体分子晶体 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，而汞、镓、铯等沸点很低。2原子晶体 在原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点:金刚石石英碳化硅硅。3离子晶体一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点: MgOMgCl2NaClCsCl。4分子晶体（1）分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。（2）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4GeH4SiH4CH4。（3）组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CON2，CH3OHCH3CH3。（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 5.金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgAl。例题精讲：【例1】下列各组物质各自形成晶体，均属于分子晶体的化合物是 ( )ANH3、HD、C10H8 BPCl3、CO2、H2SO4CSO2、SiO2、P2O5 DCCl4、Na2S、H2O2解析A中HD是单质，不是化合物；C中SiO2为原子晶体，不是分子晶体；D中Na2S是离子晶体，不是分子晶体。【例2】SiCl4的分子结构与CCl4类似，对其作出如下推测，其中不正确的是 ( ) ASiCl4晶体是分子晶体 B常温、常压下SiCl4是气体 CSiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子 DSiCl4熔点高于CCl4解析由于CCl4是分子晶体，所以SiCl4也是分子晶体，由于SiCl4的相对分子质量比CCl4的相对分子质量大，分子间作用力也应比CCl4的分子间作用力大，所以SiCl4的熔、沸点应比CCl4高，而CCl4在常温常压下是液体，所以SiCl4在常温、常压下绝不是气体。第五章 物质结构 元素周期律综合题型选讲1 (xx江苏高考21A，12分)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。回答下列问题：(1) Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 ，1mol Y2X2含有键的数目为 。(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是 。(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是 。(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为