1、物质结构基本理论第一节.物质结构、元素周期律一.知识要点：（口诀）物质结构1.三种微粒六种量，两素概念算清帐；2.一种状态二原理，一套规律要记详；3.三键一力四数据，两种分子四晶体；4.四种符号四图式，一定联系周期律。元素周期律1.周期表格要牢记，变化体现周期律；2.七主七副七周期，VIII族零族镧锕系；3.同族金增非递减，同周金减非增递；4.元素排布分四区，三角变化有联系。二.知识体系物质结构原子原子核核外电子原子序数核电荷数元素元素周期表元素周期律编排原则1.按序数从左到右2.电子层同则同行3.最外电子数同则同纵周期短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）族：7主、7副、零、VIII性
2、质递变规律：同周期、同族质子中子随着原子序数的递增，原子结构 原子半径、主要化合价呈周期性变化质量数同位素原子量运动状态（电子云）排布规律：最多2n2；最外层8；次外层18;能量最低原理最外层电子决定元素化学性质原子通过电子转移或共用电子对化学键离子键离子化合物离子晶体共价键金属键金属晶体极性键非极性键配位键描述键长键角键能决定分子构型分子分子的形成分子的极性分子的作用力范德华力影响物质的物理性质网状结构原子晶体极性分子非极性分子分子晶体决定分子的稳定性三.三种微粒六种量，两素概念算清帐.1.三种微粒1）比较微粒质量相对质量电性意义质子1.672610-27kg 1.007 一个单位正电荷决定
3、元素的种类中子1.6743 10-27kg 1.008 不带电、中性决定同位素和质量数电子9.109510-27kg 1/1836 一个单位负电荷价电子决定元素化性原子核原子2）核组成符号AZX质子：Z 个中子：A-Z 个核外电子：Z个3）两个关系式原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数（阴、阳离子=？）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）例1（99）“铱星”计划中的铱的一种同位素是19177Ir其核内中子数是A.77 B.114 C.191 D.268例2（99）已知铱有两种同位素191Ir和193Ir，而铱的平均原子量为192.22，则两种同位素的原子个数比是A.39:61 B.6
4、1:39 C.1:1 D.39:111.B 2.A 191x+193(1-x)=192.22 (或用十字交叉法)例3(00)136C NMR(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析，136C表示的碳原子A.核外有13个电子，其中6个能参与成键B.核内有6个质子,核外有7个电子C.质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子D.质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子D例4.(20g)1999年新发现114号元素的同位素，其中子数为184，该同位素的质量数是A.70 B.114 C.228 D.298D例5(93s)核内中子数为N的R2+离子，质量数为A，则n g它的氧化物中所含质子的物质的量(
5、mol)A.n(A-N+8)/(A+16)B.n(A-N+10)/(A+16)C.(A-N+2)D.n(A-N+6)/A氧化物为RO,质子数=A-N+8;式量=A+16；选A例6(95)178O和168O原子的核外电子数的比较A.大于B.小于C.等于D.不能确定C例7(99s)12553I可治疗肿瘤，其核内中子数与核外电子数之差是A.72 B.19 C.53 D.125B2.六种量量概念意义质子数质子的数目决定元素的种类和“位置”中子数中子的数目决定原子的物性和质量数电子数电子的数目价电子决定元素的化学性质质量数质子数与中子数之和 决定原子的近似原子量元素平均原子量:A=A1x1+A2x2+A
6、3x3元素近似平均原子量：A=A1x1+A2x2+A3x3其中 A1 A2 A3为各同位素的原子量A1 A2 A3为各同位素的质量数x1 x2 x3 为各同位素的丰度或摩尔分数四.一种状态二原理，一套规律要记详1.一种状态：核外电子运动状态1）电子云：电子在核外空间一定范围内出现，好像带负电荷的云雾笼罩原子核周围，人们形象地称它为电子云。2）电子层概念：能量高低不同和离核远近不同的空间区域符号：K L M N O P Q电子层数：1 2 3 4 5 6 7能量：低高离核距离：近远记忆2.二原理1）最大容纳原理：每个电子层最多容纳2n2个电子。2）能量最低原理：电子在填入电子层时，先占能量低的电
7、子层，后占能量高的电子层。3.一套规律要记详：核外电子排布规律1）每个电子层最多排2n2个电子2）最外层 8个电子，次外层 18个电子，倒第三层 323）先占内层，后占外层要求：主族元素和第四周期元素原子结构简图会写方法：记住每周期稀有气体的结构简图IA IIA外延；IIIAIIVA内推例1(96)M电子层与L电子层最多可容纳的电子数的比较A.大于B.小于C.等于D.不能确定A五.三键一力四数据，两种分子四晶体1.三键比较化学键概念作用点 特征形成条件和规律示例离子键阴阳离子间静电作用离子无方向性无饱和性金属(NH4+)与非金属或酸根盐、碱金属氧化物共价键极性键非极性键配位键原子间共用电子对偏
8、不偏一方提供不同原子相同原子特殊原子有方向性和饱和性原子有未成对电子电子云要重叠不同非金属元素之间同种非金属元素之间一方有孤对电子，一方有空轨道CO HXX2 O2H2O2H3O+NH4+金属键金属离子和自由电子间的静电作用金属离子和自由电子间无方向性无饱和性 金属单质和合金相邻的两个或多个原子或离子之间的强烈相互作用2.一力：分子间作用力（范德华力）1）概念：存在于分子之间的微弱作用力。（只有分子晶体有）2）意义：决定分子晶体的物理性质。如力越大熔沸点越高组成和结构相似：分子量越大，力越大。如熔沸点 CF4CCl4CBr4HClHBr异戊烷新戊烷3）影响因素：4）与化学键的比较化学键分子间力
9、概念原子或离子间强烈相互作用分子间微弱的相互作用范围分子内或离子、原子、金属晶体内分子间能量键能一般为120800kJ/mol 约几个十几个kJ/mol性质影响 主要影响物质的化学性质主要影响物质的物理性质3.四数据1）原子半径概念：成键原子核间距离的一半。变化规律：与离子半径关系：原子半径相应的阳离子半径意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。比较微粒大小的依据（三看）一看电子层数：电子层数越多半径越大NaNa+二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。S2-Cl-ArK+Ca2+;O2-F-NeNa+Mg2+Al3+三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越
10、大。Cl-Cl;Fe2+Fe3+2）键长、键角、键能概念意义键长成键两原子核间的平均距离键长越短键越强结合越牢固键能形成1mol化学键所放出的能量键能越大键越强结合越牢固键角分子内相邻两共价键之间的夹角决定分子构型，判断分子极性4.两种分子（极性、非极性分子）分子极性分子非极性分子概念正负电荷中心不重和正负电荷中心重和判断极性键、结构不对称非极性键或极性键、结构对称实例双原子CO NO HX X2 H2 O2 N2叁原子(AB2)V型 H2O H2S NO2 SO2直线型 CO2 CS2肆原子(AB3)三角锥型 NH3 PH3平面正三角 BF3 SO3(P4,C2H2)五原子(AB4)CHCl
11、3 CH2Cl2 CH3Cl 正四面体 CH4 CCl45.四晶体晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体概念离子间离子键 原子间共价键分子间分子力金属离子和e金属键晶体质点 阴、阳离子原子分子金属离子原子和e作用力离子键共价键分子间力金属键物理性质熔沸点较高最高很低一般高少数低硬度较硬最硬硬度小多数硬少数软溶解性易溶于水难溶任何溶剂相似相溶难溶导电性溶、熔可硅、石墨可部分水溶液可固、熔可实例盐MOH MO C Si SiO2 SiC HX XOn HXOn金属或合金物质熔沸点高低的比较1.晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高，只有分子晶体熔化时不破坏化学键2.不同晶体（一般）：原子晶体离子晶体
12、分子晶体熔点范围：上千度几千度 近千度几百度 多数零下最多几百度3.同种晶体离子晶体：比较离子键强弱，离子半径越小，电荷越多，熔沸点越高MgOMgCl2NaClKClKBr原子晶体：比较共价键强弱（看键能和键长）金刚石(C)水晶(SiO2)SiC Si分子晶体：比较分子间力1）组成和结构相似时，分子量越大熔沸点越高F2Cl2Br2I2;HCl HBr HI;CF4 CCl4 CBr4 CI4;N2异戊烷新戊烷金属晶体：比较金属键，熔沸点同族从上到下减小，同周期从左到右增大。LiNaKRbCs;NaMgBC B.BAC C.CAB D.CBAB.例12(96)关于化学键的下列叙述中正确的是A.离
13、子化合物中可能含有共价键 C.离子化合物中只含离子键B.共价化合物中可能含有离子键D.共价化合物不含离子键A.D例13(96s)下列过程中共价键被破坏的是A.碘升华B.溴蒸气被木炭吸附C.酒精溶于水D.HCl气体溶于水D.六.四种符号四图式，一定联系周期律1.四种符号元素符号：Al S离子符号：Al3+S2-(SO42-)价标符号：Al+3 S-2 (SO4-2)核组成符号：2713Al 3216S2.四图式化学式Na2O2NH4Cl C2H4 NH3电子式结构式结构简式3.周期律概念：元素的性质（原子半径、主要化合价）随着原子序数的递增而呈周期性的变化规律：原子半径同周期从左到右渐小，同族从
14、上到下渐大。主要化合价：+1+2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1原因：核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性的变化(18)金属性、非金属性、还原性、氧化性、氢化物稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性7.元素周期表1)周期表格要牢记，变化体现周期律，七主七副七周期，VIII族零族镧锕系元素周期表编排原则1.按原子序数递增的顺序从左到右排列2.将电子层数相同元素排成一个横行3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行构造周期：表中的每一横行。短（1.2.3）长（4.5.6）不完全（7）族：7主(长短周期元素)、7副(仅有长周期元素)、零(稀有气体)、VIII(8.9.10三纵行
15、)镧锕系:为紧凑周期表而列在外。要求能画简易周期表（主族和前四周期）18纵7横，IVIII;I0。高A低 B。练习记忆：1）原子序数：记两头推中间（1H+2+8+8+18+18+32+32）2）每周期所含元素（2.8.8.18.18.32.23）3）稀有气体结构（内推本周期IIIAVIIA,外推下周期 IA IIA）2)原子结构变化规律同周期电子层数=周期序数最外层电子数从左到右 17（8）同主族 电子层数从上到下依次增大最外层电子数=族序数=价电子数=最高正价数3)同族金增非递减，同周金减非增递内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）电子层数相同（等于周期序数）逐渐增加最外电子数逐渐增加（1
16、8）相同（等于族序数）最高正价+1+7 等于族序数原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阴阳离子半径均渐小阴阳离子半径均渐大得电子能力（氧化性）逐渐增强逐渐减弱失电子能力（还原性）逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强碱性渐强酸性渐弱气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱A.同周期元素性质变化规律族IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA最外电子数1 2 3 4 5 6 7原子半径大小得(失)电子能力 弱（强）强（弱）氧化(还原)性弱（强）强（弱）最高正价+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7对应氧化物R2O RO R2O3
17、RO2R2O5RO3R2O7对应水化物ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4酸碱性碱性渐弱，酸性渐强最低负价-4 -3 -2 -1对应氢化物RH4RH3H2R HR稳定性逐渐增强溶于水酸碱性碱性渐弱，酸性渐强B.判断金属性和非金属性的依据证明金属性同条件下与水或酸，越易越强。最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强相互置换电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强证明非金属性最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性相互置换电解时后氧化的非金属性强4).元素排布分四区，三角变化有联系位置性质结构最外层电子数电子层数
18、（族）纵（横）周期原子序数相似性递变性1.主要化合价2.最高价氧化物及其水化物的组成3.氢化物组成1.金属性与非金属性2.“水化物”的酸碱性3.氢化物的稳定性5）周期表的应用A.推断元素位置、结构和性质元素名称元素特征周期数、族数原子序数原子量物理或化学特性原子结构特征含量等其它特征元素的性质原子或离子结构最高或最低化合价根据分子式的计算根据化学方程式的计算B特殊知识点找元素之最最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最轻的金属Li、最轻的非金属H2最高熔沸点是C、最低熔沸点是He最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属 Al O找半导体
19、：在“折线”附近 Si Ge Ga找农药：在磷附近 P As S Cl F找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素 Fe Ni Pt Pd RhC比较或推断一些性质比较同族元素的 金属性 BaCaMg非金属性 FClBr最高价氧化物的水化物的酸碱性KOHNaOHLiOH 氢化物的稳定性 CH4SiH4比较同周期元素及其化合物的性质碱性:NaOHMg(OH)2Al(OH)3稳定性:HFH2ONH3比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质预测88Ra的性质例1(98)X、Y、Z为短周期元素，最外层电子数分别为1、4、6，则下列化合物的化学式不可能的是A.XY
20、Z B.X2YZ C.X2YZ2D.X2YZ3A.B可为 HCHO;C可为 HCOOH;D可为 Na2CO3例2(00)下列每组物质发生状态变化所克服的微粒间的相互作用属于同种类型的是A.食盐和蔗糖熔化B.钠和硫熔化C.碘和干冰升华D.二氧化硅和氧化钠熔化C例3(99)关于晶体的下列说法正确的是A.在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子B.在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子C.原子晶体的熔点一定比金属晶体的高D.分子晶体的熔点一定比金属晶体的低A.例4(99)关于IA和IIA族元素的下列说法中正确的是A.在同一周期中，IA单质的熔点比IIA族的高B.浓度都是0.01mol/L时，KOH溶液的PH值
21、比Ba(OH)2的小C.氧化钠的熔点比氧化镁的高D.加热时，碳酸钠比碳酸镁易分解B.例5(98)下列叙述正确的是A.同主族金属的原子半径越大熔点越高B.稀有气体原子序数越大沸点越高C.分子间作用力越弱分子晶体的熔点越低D.同周期元素的原子半径越小越易失去电子B.C例6(98)X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为A.XY B.XY2C.XY3D.X2Y3A.X可能是 Li(2 1);Si(2 8 4)Y可能是 H和Li例7(98s)IIA族元素R的单质及其相应氧化物的混合物12g，加足量水经完
22、全反应后蒸干，得固体16g，试推测该元素可能为A.Mg B.Ca C.Sr D.BaB.C例8(98s)钛的同位素4622Ti、4722Ti、4822Ti、4922Ti、5022Ti中，中子数不可能为A.30 B.28 C.26 D.24A.最小值46-22=24；最大值50-22=28例9(97s)短周期元素M和N的离子M2+和N2-具有相同电子层结构，则下列说法正确的是A.M2+的离子半径比N2-的小B.M的原子序数比N小C.M和N原子的电子层数相等 D.M和N原子最外层电子数相等A.M在N的下一周期例10(97)X、Y、Z和R分别代表四种元素，如果aXm+、bYn+、cZn-、dRm-四
23、种离子的电子层结构相同，则下列关系正确的是A.a-c=m-n B.a-b=n-m C.c-d=m+n D.b-d=n+mD例11(97)铍的原子序数为4，下列叙述正确的是A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8 C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D.单质铍跟冷水反应产生氢气A.C例12(97)下列各组微粒中，核外电子总数相等的是A.K+和Na+B.CO2和NO2C.CO和CO2D.N2和COD.例13(97)19世纪中叶，门捷列夫的突出贡献是A.提出原子学说B.发现元素周期律C.提出分子学说D.发现氧气B.例14(96s)随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是A.单质的熔沸点逐渐降低B.卤素离子的还原性逐渐增强C.气态氢化物稳定性逐渐增强 D.单质氧化性逐渐增强B.例15(96s)下列各组分子中都属于含极性键的非极性分子的是A.CO2.H2S B.C2H4.CH4C.Cl2.C2H2D.NH3.HClB.