2019年高考化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

2019-05-21 14:11:26 　來(lái)源：網(wǎng)絡(luò)整理

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　　2019年高考化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律(一)

　　(一)原子結(jié)構(gòu)

　　1.原子(AZX)中有質(zhì)子(帶正電)：Z個(gè)，中子(不顯電性)：(A—Z)個(gè)，電子(帶負(fù)電)：Z個(gè)。

　　2.原子中各微粒間的關(guān)系：

　�、貯=N+Z(A：質(zhì)量數(shù)，N：中子數(shù)，Z：質(zhì)量數(shù))

　　②Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

　�、跰Z ≈ MN≈1836 Meˉ(質(zhì)量關(guān)系)

　　3.原子中各微粒的作用

　　(1)原子核

　　幾乎集中源自的全部質(zhì)量，但其體積卻占整個(gè)體積的千億分之一。其中質(zhì)子、中子通過(guò)強(qiáng)烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“堅(jiān)固”，在化學(xué)反應(yīng)時(shí)不會(huì)發(fā)生變化。另外原子核中蘊(yùn)含著巨大的能量——原子能(即核能)。

　　(2)質(zhì)子

　　帶一個(gè)單位正電荷。質(zhì)量為1.6726×10-27kg，相對(duì)質(zhì)量1.007。質(zhì)子數(shù)決定元素的種類(lèi)。

　　(3)中子

　　不帶電荷。質(zhì)量為1.6748×10-27kg，相對(duì)質(zhì)量1.008。中子數(shù)決定同位素的種類(lèi)。

　　(4)電子

　　帶1個(gè)單位負(fù)電荷。質(zhì)量很小，約為11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學(xué)性質(zhì)密切相關(guān)，特別是較外層電數(shù)數(shù)及排布決定了原子的化學(xué)性質(zhì)。

　　4.原子核外電子排布規(guī)律

　　(1)能量較低原理：核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的電子層里，即依次：

　　K→L→M→N→O→P→Q順序排列。

　　(2)各電子層較多容納電子數(shù)為2n2個(gè)，即K層2個(gè)，L層8個(gè)，M層18個(gè)，N層32個(gè)等。

　　(3)較外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)，次外層不超過(guò)18個(gè)，倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)

　　【注意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是較外層時(shí)，其電子數(shù)較多為18個(gè)，當(dāng)其是較外層時(shí)，其中的電子數(shù)較多為8個(gè)。

　　2019年高考化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律(二)

　　元素周期律、元素周期表

　　1.原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號(hào)，這種編號(hào)叫原子序數(shù)。(原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù))

　　2.元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這一規(guī)律叫做元素周期律。

　　具體內(nèi)容如下：

　　隨著原子序數(shù)的遞增，

　�、僭雍送怆娮訉优挪嫉闹芷谛宰兓狠^外層電子數(shù)從1→8個(gè)的周期性變化。

　　②原子半徑的周期性變化：同周期元素、隨著原子序數(shù)遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。

　�、墼刂饕蟽r(jià)的周期性變化：正價(jià)+1→+7，負(fù)價(jià)-4→-1的周期性變化。

　　④元素的金屬性、非金屬性的周期性變化：金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)的周期性變化。

　　【注意】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化的本質(zhì)原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。

　　3.元素周期表

　　(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)：橫七豎十八

　　先進(jìn)周期 2種元素

　　短周期第二周期 8種元素

　　第三周期 8種元素

　　周期第四周期 18種元素

　　(橫向) 長(zhǎng)周期第五周期 18種元素

　　第六周期 32種元素

　　不完全周期：第七周期 26種元素

　　主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

　　族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

　　(縱向)第VIII 族：三個(gè)縱行，位于ⅦB族與ⅠB族中間

　　零族：稀有氣體元素

　　【注意】表中各族的順序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0

　　(2)原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素周期表關(guān)系的規(guī)律：

　�、僭有驍�(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)

　�、陔娮訉訑�(shù)=周期數(shù)(電子層數(shù)決定周期數(shù))

　　③主族元素較外層電子數(shù)=主族序數(shù)=較高正價(jià)數(shù)

　�、茇�(fù)價(jià)少有值=8-主族序數(shù)(限ⅣA～ⅦA)

　�、萃恢芷�，從左到右：原子半徑逐漸減小，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強(qiáng)，則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的較高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性增強(qiáng)，其離子還原性減弱。

　�、尥恢髯�，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增強(qiáng)，形成的較高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性增強(qiáng)，其離子的氧化性減弱。

　　(3)元素周期表中“位、構(gòu)、性”的三角關(guān)系

　　(4)判斷微粒大小的方法

　�、偻芷谠氐脑踊蜉^高價(jià)離子半徑從左到右逐漸減小(稀有氣體元素除外)，如：Na>Mg>Al;Na+>Mg2+>Al3+。

　　②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：O

　�、垭娮訉訑�(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K+>Ca 2+。

　�、芎穗姾蓴�(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe2+>Fe3+。

　�、蓦娮訑�(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過(guò)一種參照物進(jìn)行比較，如：比較Al3+與S2-的半徑大小，可找出與Al3+電子數(shù)相同，與S2-同一主族元素的O2-比較，Al3+

　　⑥具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，一般是原子序數(shù)越大，離子半徑越小，如：rS2->rCl->rK+>rCa2+

　　(5)電子數(shù)相同的微粒組

　　①核外有10個(gè)電子的微粒組：

　　原子：Ne;

　　分子：CH4、NH3、H2O、HF;

　　陽(yáng)離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;

　　陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

　　②核外有18個(gè)電子的微粒：

　　原子：Ar;

　　分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2;

　　陽(yáng)離子：K+、Ca2+;

　　陰離子：P3-、S2-、HS-、Cl-、O22-。

　　2019年高考化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律(三)

　　化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu)

　　1.化學(xué)鍵：相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用叫作化學(xué)鍵。包括離子鍵和共價(jià)鍵(金屬鍵)。

　　2.離子建

　　(1)定義：使陰陽(yáng)離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵。

　　(2)成鍵元素：活潑金屬(或NH4+)與活潑的非金屬(或酸根，OH-)

　　(3)靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。

　　3.共價(jià)鍵

　　(1)定義：原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用叫作共價(jià)鍵。

　　(2)成鍵元素：一般來(lái)說(shuō)同種非金屬元素的原子或不同種非金屬元素的原子間形成共用電子對(duì)達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

　　(3)共價(jià)鍵分類(lèi)：

　�、俜菢O性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價(jià)鍵(共用電子對(duì)不偏移)。如在某些非金屬單質(zhì)(H2、Cl2、O2、P4…)共價(jià)化合物(H2O2、多碳化合物)、離子化合物(Na2O2、CaC2)中存在。

　�、跇O性鍵：由不同元素的原子間形成的共價(jià)鍵(共用電子對(duì)偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方)。如在共價(jià)化合物(HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2)某些離子化合物(NaOH、Na2SO4、NH4Cl)中存在。

　　4.非極性分子和極性分子

　　(1)非極性分子中整個(gè)分子電荷分布是均勻的、對(duì)稱(chēng)的。極性分子中整個(gè)分子的電荷分布不均勻，不對(duì)稱(chēng)。

　　(2)判斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵→極性分子，如：HCl、NO、CO。

　　非極性鍵→非極性分子，如：H2、Cl2、N2、O2。

　　多原子分子，都是非極性鍵→非極性分子，如P4、S8。

　　有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對(duì)稱(chēng)→非極性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。

　　幾何結(jié)構(gòu)不對(duì)稱(chēng)→極性分子，如H2O2、NH3、H2O。

　　5.分之間作用力和氫鍵

　　(1)分子間作用力

　　把分子聚集在一起的作用力叫作分子間作用力。又稱(chēng)范德華力。

　　①分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等有影響。

　�、谝话愕膶�(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)也越高。

　　(2)氫鍵

　　某些物質(zhì)的分子間H核與非金屬?gòu)?qiáng)的原子的靜電吸引作用。氫鍵不是化學(xué)鍵，它比化學(xué)鍵弱得多，但比范德華力稍強(qiáng)。

　　氫鍵主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子間。如HF分子間氫鍵如下：

　　故HF、H2O、NH3的沸點(diǎn)分別與同族氫化物沸點(diǎn)相比反常的高。

　　6.晶體

　�、俜肿泳w

　　分子間的分子間作用力相結(jié)合的晶體叫作分子晶體。

　�、谠泳w

　　相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫原子晶體。

　�、垭x子晶體

　　離子間通過(guò)離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。

　�、芙饘倬w

　　通過(guò)金屬離子與自由電子間的較強(qiáng)作用(金屬鍵)形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。

　　　　　　　2019年高考化學(xué)氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律

　　　　　　　2019年高考化學(xué)物質(zhì)的量濃度

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