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1、专题一,微观结构与物质的多样性,第一单元、原子核外电子排布与元素周期律,原子的结构,原子,原子核,核外电子,质子,中子,（带正电荷）,（带负电荷）,（不带电荷）,核电荷数=核内质子数=核外电子数,质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）,1、电子层划分,能量高低：低-高,离核距离：近-远,电子层符号：K、L、M、N、O、P、Q,电子层（用n表示）1、2、3、4、5、6、7,2.核外电子排布的表示方法：,原子结构示意图,离子结构示意图,熟练掌握1-18号元素的原子结构示意图,一、原子核外电子排布,3、核外电子的排布规律,（3）最外电子层最多只能容纳8个电子（K为最外层时最多只能容纳2个电子），次
2、外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。,（2）原子核外各电子层最多容纳的电子数为2n2,（1）电子在原子核外排布时，总是尽量先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。即最先排布K层，当K层排满后，再排L层。,4、常见10电子微粒,分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4,阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+,阴离子：N3-、O2-、F-、OH-,二、元素周期律,原子序数=核电荷数=核内质子数=原子核外电子数,1、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（12；18）,2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性 的变化,从
3、左到右：半径减小；,从上到下：半径增大；,最高正价=最外层电子数,氟无正价，氧无最高正价金属元素无负价,3、随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 周期性的变化,最高正价+最低负价=8,4、随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性 呈现周期性的变化,最高正价+1+7,最低负价-4-1,从左到右，金属性减弱，非金属性增强。,从上到下，金属性增强，非金属性减弱。,元素金属性强弱判断的依据：1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。反应越容易，金属性越强2.最高价氧化物对应的水化物氢氧化物的碱性强弱。碱性越强，金属性越强3.单质与盐溶液的置换反应。（强制弱）元素非金属性强弱判断依据：1.最高价氧化
4、物的水化物的酸性强弱。酸性越强，非金属性越强2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性 反应越容易，氢化物越稳定，非金属性越强。3.单质与盐溶液的置换反应。（强制弱）,元素周期律,元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化的规律。,元素周期律的实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。,元素周期律的内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（稀有气体除外）、金属性和非金属性、主要化合价都呈现周期性变化,三、元素周期表及其应用,短周期：1、2、3长周期：4、5、6、7,主族：7个AA副族：7个BB第族：1个(第8、9、1
5、0纵行)零族：1个（稀有气体）,周期7个,(7个横行),周期序数=电子层数,1、周期表,族16个,(18个纵行),主族序数=最外层电子数=最高正化合价数,族从左向右:A、A、（B、B、B、B、B、VIII、B、B、）A、A、A、A、A、0,零族的原子序数：2、10、18、36、54、86,每周期所含元素种数：2、8、8、18、18、32,熟记：,短周期的元素符号、名称、位置。,元素周期表主族元素,HLiNaKRbCsFr,BeMgCaSrBaRa,BAlGaInTl,CSiGeSnPb,NPAsSbBi,OSSeTePo,FClBrIAt,HeNeArKrXeRn,2、元素周期表是元素周期律的
6、具体表现形式：,同一周期元素（稀有气体除外）的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子得到电子的能力逐渐增强,失去电子的能力逐渐减弱。因此，同一周期的元素（除稀有气体）从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,同一主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱。从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,元素周期表中元素金属性、非金属性的递变,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性增强,非金属性增强,F,Cs,3、离子半径的比较,（1）若电
7、子数相同，核电荷数越大，半径越小。,（2）若核电荷数相同，电子数越多，半径越大。,第二单元、微粒之间的相互作用力,化学键：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用叫做化学键,一、离子键：使带相反电荷的阴阳离子结合的相互 作用称为离子键,2、实质：阴阳离子之间的静电作用,3、形成：活泼金属与活泼非金属,4、离子化合物：阴阳离子通过静电作用形成离子化合物,离子化合物中肯定含离子键。,5、存在：活泼金属氧化物、强碱及大多数盐,1、构成微粒：阴、阳离子,(引力和斥力),二、共价键,1、定义：,2、成键微粒：,3、成键本质：,原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用,原子,共用电子对与成键原
8、子核间的静电作用,4、形成：,同种或不同种非金属元素原子相结合时形成共价键,同种元素间：形成非极性共价键。,不同种元素间：形成极性共价键。,如：Cl2、H2,如：HCl、H2O,5、共价化合物：,原子间以共价键（或共用电子对）相结合的化合物。,6、存在于：化合物中除离子化合物以外,如：含氧酸、气态氢化物、非金属氧化物、有机物等,共价化合物中只含共价键。,三、分子间作用力:,许多事实证明，分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力称为“分子间作用力”。（也叫“范德华力”）,（3）意义：分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素之一。,（1）存在：分子间。,（2）大小：比化学键弱得多。,
9、相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。,氢键的存在使物质的熔沸点明显增大,常见物质：NH3、H2O、HF,四、电子式的书写：,1.在元素符号周围用小点(或)来表示原子最外层电子的式子就是该原子的电子式。,3.阴离子要加方括号,并注明所带电荷数。,2.简单阳离子的电子式就是其离子符号。,Na+,Mg2+,4.离子化合物的电子式中,相同离子不能合并,一般分布在两侧。,5.用电子式表示离子化合物的形成过程：,Na,+,N2,NN,CO2,O=C=O,NaOH,Na2O2,NH4Cl,H2O,HOH,NH3,化学键,微粒间作用力,分子间作用力（分子之间）,离子键（离子之间）,共价键（原子之间
10、）,【小结】：,极性键（不同种）,非极性键（同种）,碳的成键特点,第二周期，第A族,（1）一个碳原子可以形成四个共用电子对。,（2）碳原子之间可以构成碳碳单键、碳碳双键、碳碳叁键。,（3）碳原子之间可以通过共价键形成碳链，也可以形成碳环。,碳原子之间连接方式的多样性，是含碳化合物种类繁多的原因之一,第三单元、从微观结构看物质的多样性,同素异形体：同种元素形成的不同单质之间 互称为同素异形体。,例如：C元素的同素异形体有：金刚石、石墨、C60；,一、同素异形现象：同一种元素能够形成几种 不同单质的现象。,O元素的同素异形体有：O2、O3；,P元素的同素异形体有：红磷、白磷；,实例：碳的同素异形体
11、,每个C原子与相邻的四个C原子以共价键结合，形成空间网状结构,金刚石：,石墨：层状结构,层内：共价键，形成平面网状结构,层间：分子间作用力,C60：60个碳原子组成的封闭笼状分子。又叫足球烯,二、同分异构现象：,化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象。,具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。,1、C2H6O,乙醇 甲醚,2、C4H10,正丁烷 异丁烷,三、不同类型的晶体,1、离子晶体：阴阳离子间通过离子键结合而成的晶体,作用力：离子键,构成微粒：阴、阳离子,实例：NaCl晶体,存在：活泼金属氧化物、强碱、大多数盐。,特点：,熔点较高，硬度较大,无单个分子存在；,水溶液或者熔融状态下导电
12、。,如：NaCl不表示分子式。NaCl只表示化学式,2、分子晶体：分子间通过分子间作用力结合成的晶体,构成微粒：分子,作用力：分子间作用力,实例：干冰（CO2）,（分子内一般是共价键。特殊：稀有气体，单原子分子，无共价键）,存在：非金属单质、非金属氢化物、多数非金属氧化物、酸及大多有机物等。,熔点较低，硬度较小,特点：,有单个分子存在；化学式就是分子式。,3、原子晶体：原子间通过共价键结合成的具有空间 网状结构的晶体,构成微粒：原子,作用力：共价键,实例：金刚石、单晶硅、石英晶体、碳化硅,熔点高，硬度大,特点：,无单个分子，无分子式，只有化学式。,4、金属晶体：通过金属阳离子与自由电子的较强作用形成的单质晶体,构成微粒：金属阳离子和自由电子,作用力：金属键,实例：金属单质或合金,有金属光泽，能导电传热，有延展性。,特点：,熔沸点差异较大。,构成晶体的微粒中有阳离子，不一定有阴离子。,小结：,只有分子晶体中存在单个分子，化学式就是分子式。,其他晶体中均无单个分子，只有化学式。,如：CO2,如：NaCl、SiO2,
