《（5年高考3年模擬A版）天津市2020年高考化學一輪復習 專題六 原子結(jié)構(gòu)與化學鍵課件.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《（5年高考3年模擬A版）天津市2020年高考化學一輪復習 專題六 原子結(jié)構(gòu)與化學鍵課件.ppt（26頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、專題六原子結(jié)構(gòu)與化學鍵,高考化學（天津?qū)Ｓ茫?考點一原子結(jié)構(gòu)和核外電子排布 基礎(chǔ)知識 (一)原子的構(gòu)成及各微粒之間的數(shù)量關(guān)系 1.原子的構(gòu)成 原 子,考點清單,X),2.各微粒間的數(shù)量關(guān)系 X表示質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的一個原子。 (1)核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=原子核外電子數(shù); (2)質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N); (3)離子所帶電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)-核外電子總數(shù)。 (二)原子核外電子排布 1.電子層的意義 表示電子離原子核平均距離的大小,通俗地講就是電子離原子核的遠近。 電子層常用n表示,n值越小,表示電子離核越近;反之,電子離核越遠。由于電子的運動沒有固定的軌跡,因此只能講平均距離。,

2、2.原子核外電子排布規(guī)律 (1)每個電子層最多能容納2n2個電子。 (2)最外層電子數(shù)最多不超過8個(K層為最外層時,最多不超過2個)。 a.最外層電子排滿8個(He為2個)形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu),該結(jié)構(gòu)是稀有氣 體元素原子結(jié)構(gòu),不易得失電子,因此化學性質(zhì)穩(wěn)定,一般條件下不發(fā)生反應(yīng)。 b.最外層電子數(shù)較少的(1、2、3個)有失電子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向,表現(xiàn)出金屬性。 c.最外層電子數(shù)較多的(4、5、6、7個)有得電子或形成共用電子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向,表現(xiàn)出非金屬性。 (3)次外層電子數(shù)最多不超過18個。,3.最外層電子數(shù)與元素性質(zhì)的關(guān)系 (1)稀有氣體元素原子最外層電子數(shù)一般為8(氦最外層只有2個電子)

3、,性質(zhì)不活潑,既不易失去電子,又不易得到電子。常見化合價為0。 (2)金屬元素原子最外層一般少于4個電子,較易失去電子,顯正價,失去幾個電子就顯正幾價。 (3)非金屬元素原子最外層一般多于或等于4個電子,較易得到電子,顯負價,得到幾個電子就顯負幾價。 (三)元素、核素、同位素 1.元素:具有相同核電荷數(shù)(即質(zhì)子數(shù))的同一類原子的總稱。,2.核素:具有一定數(shù)目質(zhì)子和一定數(shù)目中子的一種原子稱為核素。 3.同位素 (1)概念:質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的 不同原子互稱為同位素。 (2)同位素的應(yīng)用 HH是制造氫彈的原料U是制造原子彈的原料和核反應(yīng)堆的燃料; 14C用于考古。 放射性同位素最常見

4、的應(yīng)用是作為放射源和進行同位素示蹤。例如,應(yīng)用放射性同位素發(fā)射出的射線,可進行金屬制品探傷、食物保鮮和腫瘤治療等;追蹤植物中放射性 P發(fā)出的射線,能確定磷在植物中的作用部,位。,重點難點 元素、核素、同素異形體、同位素的比較,知識拓展 1.120號元素的特殊原子結(jié)構(gòu) (1)最外層電子數(shù)為1的原子有:H、Li、Na、K; (2)最外層電子數(shù)為2的原子有:He、Be、Mg、Ca; (3)最外層電子數(shù)跟次外層電子數(shù)相等的原子有:Be、Ar;,(4)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的原子是:C; (5)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)3倍的原子是:O; (6)最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)4倍的原子是:Ne; (

5、7)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子有:Li、Si; (8)內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子有:Li、P; (9)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的原子有:H、Be、Al; (10)電子層數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子有:Li、Ca; (11)最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子有:He、C、S; (12)最外層電子數(shù)是電子層數(shù)3倍的原子是:O; (13)核外電子數(shù)等于核外電子層數(shù)的原子是:H; (14)核內(nèi)無中子的原子是H。,2.幾種“相對原子質(zhì)量”的計算方法 (1)核素的相對原子質(zhì)量的計算式: Ar= (2)核素的近似相對原子質(zhì)量在數(shù)值上約等于該核素的質(zhì)量數(shù)。 (3)某種元素的相對原子質(zhì)量是根據(jù)

6、其各種核素的相對原子質(zhì)量和它們在自然界中所占的原子百分含量計算的結(jié)果。 其計算公式為:=Aa%+Bb%+Cc%+ 其中A、B、C分別為各核素的相對原子質(zhì)量;a%、b%、c%分別為自然界中各核素所占的原子百分含量;是元素的精確相對原子質(zhì)量。,(4)上式中A、B、C若用各種核素的質(zhì)量數(shù)代替即得元素的近似相對原子質(zhì)量。,基礎(chǔ)知識 (一)化學鍵 1.化學鍵 (1)概念:使離子相結(jié)合或原子相結(jié)合的作用力。 (2)分類 化學鍵 2.離子鍵 (1)概念:帶相反電荷離子之間的相互作用。 (2)成鍵微粒:陰、陽離子。 (3)成鍵實質(zhì):靜電作用(陰、陽離子間的靜電引力和陰離子的核,考點二化學鍵,外電子與陽離子的核

7、外電子之間、陰離子的原子核與陽離子的原子核之間的靜電斥力達到平衡)。 (4)形成條件:活潑金屬與活潑非金屬化合時,一般形成離子鍵。 (5)存在:所有的離子化合物中都有離子鍵。 3.共價鍵 (1)概念:原子間通過共用電子對所形成的相互作用。 (2)成鍵微粒:原子。 (3)成鍵實質(zhì):原子間形成共用電子對,共用電子對對核的靜電引力與核間、電子間的靜電斥力達到平衡。 (4)形成條件:同種或不同種非金屬元素的原子相結(jié)合時,一般形 成共價鍵。,(5)分類 (6)存在 (二)分子間作用力、氫鍵 1.分子間作用力(范德華力) (1)概念:分子之間存在一種把分子聚集在一起的作用力叫分子 間作用力。,(2)特點

8、a.分子間作用力比化學鍵弱得多,它主要影響物質(zhì)的熔點、沸 點、溶解度等物理性質(zhì),而化學鍵主要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)。 b.分子間作用力存在于由共價鍵形成的多數(shù)化合物分子之間和 絕大多數(shù)氣態(tài)非金屬單質(zhì)分子之間。像二氧化硅、金剛石等由 共價鍵形成的物質(zhì)的微粒之間不存在分子間作用力。 (3)變化規(guī)律 一般來說,對于組成和結(jié)構(gòu)相似的由分子構(gòu)成的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,分子間作用力越大,物質(zhì)的熔、沸點也越高。例如,熔、沸點:I2Br2Cl2F2。,2.氫鍵 (1)概念:已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一個電負性很大的原子之間的作用力。 (2)形成條件 除H原子外,形成氫鍵的原子通常是N、O、F。

9、 (3)存在作用 分子間氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高。,知識拓展 一、化學鍵與化學反應(yīng)中的物質(zhì)變化 1.認識物質(zhì)變化,2.化學鍵的存在形式 要分清離子鍵和共價鍵的本質(zhì)、含義及表示方法,明確化學鍵的意義,要特別弄清以下幾個問題: (1)由金屬元素與非金屬元素形成的化學鍵不一定是離子鍵。如BeCl2、 AlCl3等都含有共價鍵,它們是共價化合物。,(2)由陽離子和陰離子結(jié)合生成的化合物不一定是離子化合物。如H++OH- H2O,2H++C CO2+H2O。 (3)由兩種共價化合物結(jié)合生成的化合物不一定是共價化合物。如NH3+HCl NH4Cl。 (4)有化學鍵被破壞的變化不一定是化學變化。如HCl

10、溶于水,NaCl加熱熔融等都有化學鍵被破壞,但都屬于物理變化。 (5)用化學鍵強弱可解釋物質(zhì)的化學性質(zhì),也可解釋某些物質(zhì)的物理性質(zhì)。如比較金剛石、晶體硅的熔點高低,要用化學鍵強弱來解釋;而HF、HCl、HBr、HI中的化學鍵強弱只能解釋其化學性質(zhì),它們的物理性質(zhì)與HX鍵的強弱無關(guān)。,二、等電子原理 1.等電子粒子:電子數(shù)相同的粒子(原子、分子、離子)稱為等電子粒子。 2.等電子體 a.原子數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的粒子互稱為等電子體。如N2與CO是等電子體,但N2與C2H2不是等電子體。 b.由短周期元素組成的粒子,只要其原子數(shù)相同、各原子最外層電子數(shù)之和相同,即可互稱為等電子體。如O3與SO2

11、是等電子體。 3.化學通式相同且價電子總數(shù)相等的分子或離子具有相同的空間構(gòu)型和化學鍵類型等結(jié)構(gòu)特征,這是等電子原理的基本觀點。 4.常見的等電子體 N2與CO,CO2與N2O,O3與N,C、N與SO3,Si、P與Cl,,與B3N3H6(硼氮苯)等。 5.等電子原理的應(yīng)用 根據(jù)等電子原理可以較快判斷一些簡單分子或離子的立體構(gòu)型,如NH3和H3O+,SiCl4、Si和S的空間構(gòu)型相似,分別是三角錐形和正 四面體形。 應(yīng)用于制造新材料。某些等電子體具有相似的結(jié)構(gòu)特征,表現(xiàn)在性質(zhì)和應(yīng)用上也有相似之處,這對制造新材料是有啟發(fā)的。例如,晶體硅、鍺是良好的半導體材料,它們的等電子體磷化鋁(AlP)、砷化鎵(

12、GaAs)也都是良好的半導體材料。,方法1電子式的書寫 電子式是表示物質(zhì)結(jié)構(gòu)的一種式子,其寫法是在元素符號的周圍用“”或“”來表示原子或離子的最外層電子,并用“n+”或“n-”(n為正整數(shù))表示離子所帶電荷。書寫時要注意以下幾點: (1)同一個式子中同一元素的原子的電子要用同一符號表示,都用“”或“”。 如Mg不能寫成Mg。 (2)主族元素的簡單離子中,陽離子的電子式就是離子符號。如Mg2+既是鎂離子符號,也是鎂離子的電子式。陰離子的最外層一般是8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),在表示電子的符號外加方括號,方括號的右上角標明所帶電荷。,方法技巧,如S2-的電子式為：： 2-,Cl-的電子式為：：-。 (3)離子

13、化合物中陰、陽離子個數(shù)比不是11時,要注意每一個離子都與帶相反電荷的離子直接相鄰的原則。 (4)寫雙原子分子的非金屬單質(zhì)的電子式時,要注意共用電子對的數(shù)目和表示方法。,(5)要注意共價化合物與離子化合物電子式的區(qū)別。前者不加方括號,不寫表示電荷的符號,后者陰離子和復雜陽離子(如N)加方括號,方括 號外寫表示電荷的符號。 如H2O的電子式為H,不能寫成H+2-H+。 例下列表述合理的是() A.苯與乙炔的實驗式均是C2H2 B.H2O2的電子式是H+::: 2-H+ C.溴乙烷的比例模型是 D.NH3H2O的電離方程式是NH3H2O N+OH-,與電子式相關(guān)的“式”有結(jié)構(gòu)式、實驗式,解題時要注

14、 意它們的區(qū)別。 解析A項,實驗式即最簡式,故苯與乙炔的實驗式均是CH;B項,H2O2屬于共價化合物,其電子式為H:: :H;D項,書寫弱電解質(zhì)的電離方程式 應(yīng)該用可逆號。 答案C,解題導引,方法2電子數(shù)相等的微粒的確定方法 1.核外電子數(shù)相等的微粒的書寫 (1)首先要找出所要書寫的相應(yīng)電子數(shù)目的稀有氣體元素的原子。 (2)然后再根據(jù)“陰上陽下稀居中”的思維順序,找出與稀有氣體元素同周期的元素形成的陰離子和下一周期的主族元素形成的陽離子。 (3)寫出陰離子所對應(yīng)的元素的氫化物分子。 (4)若氫化物能自偶電離,則寫出其電離生成的離子。如水可電離生成 H3O+和OH-,氨能電離生成N和N。 (5)再寫出特殊情況的等電子微粒。,一周期的主族金屬元素形成的微粒。 (2)18電子微粒:以Ar為核心,推斷同周期的非金屬元素形成的微粒和下一周期的主族金屬元素形成的微粒等。,2.尋找10電子和18電子微粒的方法 (1)10電子微粒:以Ne為核心,推斷同周期的非金屬元素形成的微粒和下,3.其他等電子數(shù)的微粒 “9電子”的微粒:F、OH、NH2、CH3(取代基) “14電子”的微粒:Si、N2、CO、C2H2 “2電子”的微粒:He、H-、Li+、Be2+、H2,4.質(zhì)子數(shù)及核外電子總數(shù)均相等的微粒 Na+、N、H3O+;HS-、Cl-;F-、OH-、N;N2、CO、C2H2等。,