微观结构与物质的多样性知识点汇总.docx

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微观结构与物质的多样性知识点汇总

专题一　　第一单元核外电子的排布与周期律

§1-1-1原子核外电子的排布

一、原子核外电子排布按能量高低分层

电子层的表示方法：

1234567……

KLMNOPQ……

离核由近到远，能量由低到高

二、电子层:

根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，将能量

不同的电子运动区域称为电子层。

三、核外电子排布的一般规律:

（1）能量最低原理:

核外电子先排能量最低的轨道，再排能量较高的轨道。

（2）每层最多排2n2个（n为电子层数）；

（3）最外层最多排8个（K层时最多排2个）；次外层最多排18个；倒数第三层最多排32个）。

核电荷数决定了元素的种类;质子数和中子数决定了原子的种类.

§1-1-2元素周期律原子序数=核电荷数=质子数

一、核外电子排布的周期性变化最外层电子数：

1

8

随着原子序数的递增，元素原子的核外电子层排布呈现周期性的变化。

随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性的变化。

二、原子半径的周期性变化：

从上往下：

增大；从左倒右：

减小

原子半径的决定因素：

核电荷数、电子层数、核外电子数

（1）当核外电子层数相同时，核电荷数越多，粒子半径越小

如：

Na>Mg>AlO2->F->Na+>Mg2+

（2）当核外电子层数不同时，电子层数越多，粒子半径越大＿

如：

Li>Na>KF>Cl>Br>I

（3）当核外电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，粒子半径越大

如：

Cl->Cl

三、化合价的周期性变化化合价：

+1

+4

+7

（-4

-1）

正价渐高，负价的绝对值渐低

Ø为什么有这样的变化规律？

最高正价=最外层电子数

最低负价=－（8－最高正价）

例外：

O没有最高正价、F没有正价

随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布呈现周期性变化

元素原子半径呈现周期性变化

元素化合价呈现周期性变化

四、化学性质的周期性变化:

金属性原子失e-能力,非金属性原子得e-能力

判断元素金属性强弱的方法

1、单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易

2、最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性强弱

3、置换反应，金属性强的金属可以将金属性弱的金属从其盐溶液中置换出来

判断元素非金属性强弱的方法

1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性

2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱

元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

元素周期律的实质：

元素性质的周期性变化是原子核外电子层排布呈现周期性变化的必然结果。

§1-1-3元素周期表及其应用

（一）元素周期表的结构:

元素周期表是元素周期律的具体表现形式

1.周期（横行）具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一系

列元素，称为一个周期。

周期数为其电子层数。

周期（三长三短一不全）:

短周期：

第一、二、三周期

长周期：

第四、五、六周期

不完全周期：

第七周期

2.族（纵行）七主七副零八族

（1）.主族由短周期元素和长周期元素共同构成的族。

表示方法：

在族序数后面标一“A”字。

ⅠA、ⅡA、ⅢA、…

主族序数=最外层电子数

（2）.副族：

完全由长周期元素构成的族。

表示方法：

在族序数后标“B”字。

如ⅠB、ⅡB、ⅢB、…

（3）.第Ⅷ族：

（“八、九、十”三个纵行）

（4）0族：

稀有气体元素

2。

元素周期表的编排原则

原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数（电中性原子）

横行（周期）：

将电子层数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从左到右排列。

纵行（族）：

将最外层电子数相同的元素，按核电荷数递增的顺序从上到下排列。

周期序数=电子层数同周期元素电子层数相等

主族序数=最外层电子数同主族元素最外层电子数相等

（二）.元素的性质和元素周期表的位置关系

概念

含有离子键的化合物就是离子化合物。

共价化合物：

直接相邻原子间均以共价键相结合的化合物

所含化学键

离子化合物含离子键，可含共价键

只含共价键，不含离子键

存在元素

1、活泼金属（指第一和第二主族的金属元素）与活泼的非金属元素（指第六和第七主族的元素）之间形成的化合物。

2、金属元素与酸根离子之间形成的化合物。

（酸根离子如硫酸跟离子、硝酸跟离子、碳酸跟离子等等）

3、铵跟离子（NH4+）和酸根离子之间，或铵跟离子与非金属元素之间

存在于非金属元素之间，对于由两种元素形成的化合物。

如果存在于同种非金属元素之间那么是非极性共价键，如是不同种元素之间形成的是极性共价键，他们都是共价化合物，特殊：

铝盐、铍盐等

本质区别

熔融状态下能导电的

熔融状态下不能导电的

物质类别

绝大多数的盐和强碱

所有的含氧酸,弱碱,弱酸

比较

离子键

共价键

概念

使阴、阳离子结合成化合物的静电作用

原子间通过共用电子对所形成的相互作用

成键元素

活泼金属与非金属元素之间

（特例：

）

非金属元素之间（特殊：

AlCl3、BeCl2）

成键微粒

阳离子～阴离子

原子~原子

成键本质

静电作用

共用电子对

键的强弱

离子的半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。

原子半径小键强

键的存在

只存于离子化合物（大多数盐、碱、金属氧化物）

存于非金属单质、共价化合物、也可能存在离子化合物

＊化学反应本质是旧化学键断裂和新化学键形成

阴、阳离子通过离子键相互结合形成化合物，原子间通过共价键形成分子的过程中要放出能量

使离子键断裂或使气态分子中共价键断裂，则要吸收能量。

＊　离子化合物分子可用电子式，共价化合物分子可用电子式和结构式表示

电子式：

离子化合物共价化合物用“·”或“×”来表示原子最外层电子，表示原子、离子的最外层的电子排布的式子，阴、阳离子的电子式相间写，相同离子不能合并。

电子式书写注意点：

（1）原子的电子式：

把其最外层电子数用“.”或“×”来表示。

（2）简单阳离子的电子式：

就是本身的离子符号

（3）阴离子的电子式:

不但要画出最外层电子数，而且还用“[]”括起来，并在右上角标出“n·-”电荷字样。

结构式：

共价化合物用一条短线线表示一对共用电子对

结构简式：

共价化合物中有机化合物也用结构简式

概念

存在

强弱

影响范围

化学健

相邻的原子或离子之间存在强烈的相互作用。

（离子键、共价键、金属键等）

原子间

离子间

强烈

化学性质

范德华力

分子间存在的将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力，又称为范德华力。

分子间

较弱

物理性质熔沸点

氢键

半径小，吸引电子能力强的原子与H核之间的静电吸引作用。

通常，氢键可以看成是一种比较强的分子间作用力。

氢键的形成条件：

半径小、吸引电子能力强的原子（N、O、F）与H核。

固态、液态水分子间

较强

物理性质

分子间的作用力强弱（范德华力）：

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、熔沸点越高。

.氢键的表示方法:

X—H…Y，X、Y可以相同，也可以不同,（主要F、O、N）。

氢键对物质性质的影响⑴氢键的存在使物质的熔沸点相对较高（如HF、H2O）。

（2）氢键的形成使某些物质在水中的溶解度增大（如NH3溶于水）

（3）解释一些反常现象：

如水结成冰时，为什么体积会膨胀。

专题一　　第三单元物质的多样性

比较同素异形体、同分异构体、同位素三个概念

同素异形体

同分异构体

同位素

相同点

同一种元素组成

分子式相同

质子数相同的同种元素

不同点

结构不同

分子结构不同

中子数不同

研究对象

单质

化合物

原子

举例

氧气与臭氧、白磷与红磷、金刚石与石墨

一、同素异形现象：

同种元素形成多种不同单质的现象。

⏹同素异形体：

同一种元素形成的不同单质。

⏹强调：

（1）同种元素

（2）单质；（3）结构不同。

⏹同素异形体的化学性质基本相同由同种元素形成的单质），同素异形体的物理性质不同（空间结构不同）

金刚石与石墨的比较（金刚石和石墨物理性质的差异，主要是由于碳原子排列结构的不同引起的）

金刚石

石墨

硬度

天然最硬物质

最软矿物之一

熔点

很高

很高

导电性

不导电

导电

用途

装饰品、切割玻璃、大理石、钻探机钻头

铅笔芯H.B、电极、坩埚

结构

正八面体结构，原子间的作用力很强

层状结构，层间分子间作用力弱，所以层与层间易滑动

氧气与臭氧的物理性质比较：

化学式

颜色（气态）

气味

沸点℃

溶解性

氧气

无色

无味

－183

0.030

臭氧

淡蓝色

鱼腥味

－112.4

>O2

氧气与臭氧的分子结构：

磷元素的不同单质比较：

＊同素异形体之间转化

红磷

白磷

＊资料卡　　　臭氧具有极强的氧化性，Ag、Hg等在空气或氧气中不易被氧化的金属，可以与臭氧发生反应。

　　　　　臭氧可用于漂白和消毒。

某些染料受到臭氧的强烈氧化作用会褪色，臭氧还可以杀死许多细菌，因此，它是一种很好的脱色剂和消毒剂。

　　　　　空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉，但当空气中臭氧的含量超过10－5%（体积分数）时，就会对人体、动植物，以及其他暴露在空气中的物质造成危害。

臭氧的化学性质与用途：

1、极强氧化性　　　2、不稳定性

　　思考：

上述反应是否为氧化还原反应？

为什么？

否，因为没有元素化合价的变化。

3、用途：

脱色剂、消毒剂

＊同素异形体的化学性质基本相同

　　（１）

　　（２）氧气和臭氧都具有强氧化性，臭氧的氧化性更强。

　　（３）

二、化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象，叫做同分异构现象。

具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。

同分异构体间的物理性质差异

物质

正丁烷

异丁烷

熔点/℃

-138.4

-159.6

沸点/℃

-0.5

-11.7

液态密度/g·cm-3

0.5788

0.557

＊有机物种类繁多的原因：

⑴有机物中可以含一个碳原子,也可成千上万个碳原子。

⑵碳原子之间可有单键、双键、三键，也可有环状结构。

⑶大量存在同分异构现象。

三、不同类型的晶体

＊　晶体：

是由结晶形成的具有规则几何外形、有固定熔沸点的固体。

＊　晶体分为离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体。

晶体结构与性质关系的比较

晶体类型

离子晶体

分子晶体

原子晶体

金属晶体

定义

离子化合物中的阴、阳离子按一定方式有规则地排列而成离子晶体。

由分子按一定方式有规则地排列而成分子晶体。

原子间通过共价键结合形成空间网状结构的原子晶体。

金属离子和自由电子之间通过较强作用形成单质晶体。

结

构

构成晶体的粒子

阴、阳离子

离子晶体中不存在分子，NaCl是化学式不是分子式

分子

CO2是分子式。

原子

原子晶体中不存在分子，SiO2是化学式不是分子式

金属阳离子和自由电子

微粒间的相互作用

离子晶体中一定有离子键，可能含共价键，无分子间作用力。

分子间作用力

稀有气体无化学键，只有分子间作用力

原子晶体中一定有共价键，无离子键，无分子间作用力。

金属键

性

质

硬度

较大

小

很大

差距大

熔点

较大

小

高

差距大

导电性

熔融或水溶液导电

水溶液有些导电

不导电

导电

常见物质

强碱、金属氧化物、大多数盐。

共价化合物和非金属单质

水晶、金刚石、晶体硅、碳化硅

所有金属单质

＊　掌握晶体类型对推断物质的结构、性质、用途等意义重大，对晶体类型的判断常从以下几个方面进行

1.依据物质的分类判断

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）都是分子晶体。

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（除汞外）与合金是金属晶体；之所以说汞不是金属晶体，是因为它在常温下为液体，如果是固态汞，则为金属晶体。

2.依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断

离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。

3.依据晶体的熔点判断

离子晶体的熔点较高，常在数XX至一千余度；原子晶体熔点高，常在一千度至几千度；分子晶体熔点低，常在数XX以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的

不同类型：

原子晶体＞离子晶体＞分子晶体

同种类型：

微粒间的作用越强，熔沸点越高

原子晶体：

原子半径越小，共价键越强，熔沸点越高

离子晶体：

离子电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔沸点越高

分子晶体：

结构相似，式量越大，熔沸点越高；有氢键的熔沸点高；同分异构体,支链越多，熔沸点越低

金属晶体：

离子电荷数越多，离子半径越小，金属键越强，熔沸点越高

4.依据导电性判断

离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（如酸和部分非金属气态氢化物）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；金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性