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高考化学考前教材回归盘点原子结构与周期表doc高中化学

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2022届高考化学考前教材回归盘点:原子构造与周期表一、核外电子排布1.元素:含有相同质子数的同一类原子的总称。核素:含有一定数目质子和中子的原子。同位素:含有同质子数,不同中子数的同一种元素的不同原子之间的互称。质量数:质子数与中子数之和。2.核外电子排布规律:①最外电子层最多只能容纳8个电子(氢原子是1个,氦原子是2个);②次外电子层最多只能容纳18个电子;③倒数第三电子层最多只能容纳32个电子;④每个电子层最多只能容纳2n2个电子。另外,电子总是先排布在能量最低的电子层里。3.1~18号元素的原子构造示意图:略。4.元素周期律:元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果。(1)随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子排布呈现周期性变化。除1、2号元素外,最外层电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。(2)随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化。同周期元素,从左到右,原子半径减小,如:NaMgAlSiPSCl;CNOF同主族元素,从上到下,原子半径增大。(3)随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化。同周期最高正化合价从左到右逐渐增加,最低负价的绝对值逐渐减小元素的最高正化合价==原子的最外层电子数;最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。(4)随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化3/3\n同周期,从左到右,元素的金属性逐渐减弱,元素的非金属性逐渐增强NaMgAlSiPSCl金属性:Na>Mg>Al金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性:Cl>S>P>Si,(5)①元素的金属性越强,最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)的碱性越强,反之也如此。如:金属性:Na>Mg>Al,氢氧化物碱性强弱为:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。②元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性越强,反之也如此。如:非金属性:Si<P<S<Cl,H3PO4是弱酸,H2SO4是强酸,HClO4是最强酸;H3PO4<H2SO4<HClO4;元素的非金属性越强,形成的氢化物越稳定;氢化物的稳定性为:SiH4<PH3<H2S<HCl。5.元素周期表短周期:1、2、3周期长周期:4、5、6(1)构造不完全周期:7主族:ⅠA~ⅦA族副族:ⅠB~ⅦB第Ⅷ族8、9、10;0族:惰性气体(2)周期序数=电子层数;主族序数=原子最外层电子数(3)每一周期从左向右,原子半径逐渐减小;主要化合价从:+1~+7(F无正价),金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。每一主族从上到下右,原子半径逐渐增大;金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。6.化学键(chemicalbond):是指分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用。(1)离子键:阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。含有离子键的化合物一定是离子化合物离子化合物:阴、阳离子之间通过静电作用形成的化合物。形成离子键的条件:活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键。(2)共价键:原子之间通过共用电子对而形成的化学键。3/3\n共价化合物:通过共用电子对所形成的化合物。非极性键:相同非金属元素原子的电子配对成键;极性键:不同非金属元素原子的电子配对成键。7.电子式(1)写出以下物质的电子式:H2:、Cl2:、N2:、HCl:、H2O:、CO2:、NH3:;CH4:;NaCl:;MgCl2:;NaOH:Na+。用电子式表示以下物质的形成过程:(1)HCl:;(2)NaCl:。8.同素异形体:同素异形体是相同元素构成,不同形态的单质。如:金刚石与石墨;O2与O3等。同素异形体由于构造不同,彼此间物理性质有差异;但由于是同种元素形成的单质,所以化学性质相似。3/3

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发布时间:2022-08-25 22:56:37 页数:3
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文章作者:U-336598

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