物质结构与性质高考化学知识点归纳 4页

物质结构与性质 ‎元素周期表的结构 ‎7个周期 ‎ 三短 第1、2、3周期共18种元素 ‎ 三长 第4、5、6周期共72种元素 ‎ 一不全 第7周期（未排满）‎ 七主 ‎ 第1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为 ‎16个族 ‎（18纵列）‎ ‎ 第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族 七副 ‎ 第3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为 一八 ‎ 第ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB族 ‎ 一零 ‎ 第8、9、10三纵列合称为第Ⅷ族（常考Fe，Cu及其离子的电子排布式）‎ ‎ 第18纵列称为零族（稀有气体元素）‎ ‎ s区 第1、2两个纵列划为s区（价电子电子在s轨道）‎ ‎5个区 ‎ p区 第13~18六个纵列划为p区（价电子在p轨道）‎ ‎ d区 第3~10八个纵列划为d区（价电子在d轨道）‎ ‎ ds区 第11、12两个纵列划为ds区（价电子在d、s轨道）‎ ‎ f区 镧系和锕系元素属于f区（价电子在f轨道）‎ Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。‎ 第一部分：元素周期表 知识点1 单核微粒半径大小判断规律 （1） 先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F)‎ （2） 若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+>Mg+>Al3+）‎ （3） 若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe2+>Fe3+)‎ 知识点2 有关周期和族的几个关系 （1） 周期序数=电子层数 （2） 主族（ⅠA~ⅦA）和副族ⅠB、ⅡB族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np或ns）。‎ （3） 副族ⅢB~ⅦB族的族序数=最外层s电子数+次外层d电子数。‎ （4） 零族：最外层电子数等于8或2。‎ 第二部分：元素周期律 知识点1 周期律基本内容 原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径 主要化合价 横行 增大 不变 增多 减小 增大 纵列 增大 增大 不变 增大 不变 行与行间 周期性变化 知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律 1、 元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据 ‎（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。‎ ‎（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。越易发生，失电子能力越强。‎ ‎（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，失电子能力越强。‎ ‎（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。‎ ‎（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）‎ ‎（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。‎ 2、 元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据 ‎ （1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。一般越易反应，得电子能力越强。‎ ‎（2）比较其气态氢化物的稳定性。越稳定得电子能力越强。‎ ‎（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，得电子能力越强。‎ ‎（4）依据非金属单质间的置换反应。氧化剂比氧化产物的得电子能力强。‎ 3、 同周期、同主族元素性质递变规律 ‎（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。‎ ‎（2）同一主族，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）增强，还原性增强，金属的金属性增强；得电子能力（一般指非金属）减弱，氧化性减弱，非金属的非金属性减弱。‎ 知识点3 电离能以及电负性 1、 电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量（单位：kJ/mol）。‎ 2、 意义：电离能越小，在气态时原子或离子越容易失去电子；反之越难失去。运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。‎ 3、 规律：在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的变化趋势，元素原子越来越难失去电子；‎ ‎ 同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原子越来越容易失去电子。过渡元素从左到右略有增加，变化不太规则。‎ ‎4、电负性定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标准。‎ ‎5、意义：原子得失电子能力相对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。‎ ‎6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到下，递减。副族变化趋势与主族相似，但同一周期中，不少过渡元素的电负性比后边主族元素的高。‎ ‎7、应用：（1）电负性最大的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角钫。‎ ‎ （2）非金属元素的电负性越大越活泼，金属元素的电负性越小越活泼。‎ 知识点4 一些经验规律 （1） 已知短周期相邻3元素最外层电子数之和，若其能被3整除，则3种元素的位置关系只能为同周期相邻或主族相邻；弱虽不能被3整除，但能被2整除，则必有两种在同一奇数族，另一元素在相邻的偶数族；若虽不能同时被3和2整除，则必有两元素在同一偶数族，另一元素在相邻奇数族。‎ （2） 第n周期的最后一种金属元素处于第n主族（n>1）。‎ （3） A、B两元素分属同周期的第ⅡA和ⅢA族，若A是原子序数为x，则B的原子序数可能为（x+1）或（x+11）或（x+25）。‎ 第三部分：微粒间的相互作用 微粒间的相互作用 ‎ 共价键 强相互作用 化学键 ‎ （原子间通过共用电子对形成）‎ ‎ 离子键 ‎ （阴阳离子之间通过静电作用<包括吸引和排斥>形成）‎ ‎ 金属键 ‎ （自由电子和金属阳离子之间的强的相互作用）‎ 弱相互作用 ‎ 范德华力和氢键（分子间作用力）‎ 知识点1 化学键的强弱判断 离子键：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高。‎ 共价键：成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定越牢固。‎ 金属键：金属元素原子半径越小，价电子越多，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。‎ 知识点2 分子间以范德华力互相结合形成的物质熔沸点大小比较规律 ‎ （1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越大 ‎ ‎ Eg:O2>N2,HI>HBr>HCl,CS2>CO2‎ ‎ （2）组成和结构不相似的物质，分子极性即电负性差值越大，熔沸点越高 ‎ Eg:CO>N2‎ ‎ （3）同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低 ‎ Eg:正戊烷>异戊烷>新戊烷 ‎ （4）同分异构体的芳香烃及其衍生物，熔沸点：邻>间>对位化合物 ‎ （5）有机物的结构中，若有C=C双键，熔沸点也会降低 ‎ （6）分子间氢键的形成会使物质熔沸点升高，分子内氢键的形成会使物质的熔沸点降低 第四部分：物质的聚集状态与物质性质 ‎ 1、晶体：内部微粒（原子，离子或分子）在空间按一定规律作周期性重复排列构成的固体物质。‎ ‎ 2、非晶体：内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体。‎ ‎ PS：区别晶体和非晶体不能单纯地从是否有规则的几何外形来判断，应该从是否有固定的熔沸点。‎ ‎ 3、晶胞：晶体中最小的结构重复单元。‎ ‎ 4、金属晶体：金属原子通过金属键形成的晶体。‎ ‎ 5、合金：由一种金属与另一种或几种金属或非金属所组成的、具有金属特性的物质。熔点比其成分中个金属的熔点都要低，而不是介于两种成分金属的熔点之间。具有比各成分金属更好的硬度、强度和机械加工性能。‎ ‎ 6、离子晶体：阴阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。其空间排列是在每个阳离子周围排列一定数目的阴离子，在每个阴离子周围排列一定数目的阳离子，阴阳离子由静电作用相互结合形成晶体，不存在单个分子，化学式只表示阴、阳离子的数目比值。‎ ‎7、离子晶体的物理性质：具有较高的熔点、沸点，难挥发。晶体硬而脆。晶体本身不能导电，但在熔融或溶于水时离子键断裂，从而导电。大多数离子晶体易溶于极性溶剂中，难溶于非极性溶剂中。‎ 8、 原子晶体：相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体为原子晶体。因为共价键作用强，所以原子晶体的熔点都很高。‎ 9、 常见的原子晶体 某些非金属单质：晶体硼、金刚石、晶体硅、晶体锗等。‎ 某些非金属化合物：金刚砂（SiC）、二氧化硅（SiO2）、氮化硼（BN）、氮化铝（AlN）、氮化硅（Si3N4）等。‎ 某些氧化物：氧化铝（Al2O3）等。‎ 10、 金刚石的结构：立体网状结构 在晶体中每个碳原子都被相邻的4个碳原子包围，处于4个碳原子的中心，以共价键与4个碳原子相结合，称为正四面体结构，这些正四面体向空间发展，构成彼此联结的立体网状结构。‎ 若以硅原子代替金刚石晶体结构中的碳原子，便可得到晶体硅的结构。‎ 若晶体硅结构中的每个Si-Si键中插入一个O原子，便可得到二氧化硅晶体结构。‎ 在SiO2晶体中，硅原子与氧原子交替排列，不会出现Si-Si键和O-O键，而只有Si-O键。一个硅原子能形成4个共价键，一个氧原子能形成2个共价键。‎ 11、 分子晶体：分子间通过分子间作用力（范德华和或氢键）结合形成的晶体。‎ ‎ 一般而言，分子晶体硬度较小，易挥发。具有较低的熔沸点。固体和熔融状态下都不导电。非极性溶质一般能溶于非极性溶剂；极性溶质一般能溶于极性溶剂。‎