江苏省栟茶高级中学校本化资料高考化学 考前一周自主复习（3）（通用）.doc

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1、江苏省栟茶高级中学校本化资料考前一周自主复习化学（3）基础知识回顾一、物质结构、元素周期律（一）原子结构1.原子（AZX）原子核（Z个正电荷）质子（带正电）:Z个中子（不显电性）:（A-Z）个电子（带负电）:Z个2.原子中各微粒间的关系①A=N+Z（A:质量数，N:中子数，Z:质量数）②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数③MZ≈MN≈1836Me-（质量关系）3.原子中各微粒的作用（1）原子核:几乎集中原子的全部质量，但其体积却只占整个体积的千亿分之一。其中的质子、中子通过强相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不

2、会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量—原子能（即核能）。（2）质子:带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。（3）中子:不带电荷。质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。（4）电子:带1个单位的负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。4.原子核外电子排布规律（1）能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在

3、能量逐步升高的电子层里，即依次K→L→M→N顺序排列。（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。（二）元素周期律、元素周期表1.原子序数:人们按核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数）2.元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的

4、变化，这一规律叫做元素周期律。具体内容如下:随着原子序数的递增:①原子核外电子排布的周期性变化:最外层电子数从1→8个的周期性变化。②原子半径的周期性变化:同周期元素、随原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。③元素主要化合价的周期性变化:正价+1→+7，负价-4→-1的周期性变化。④元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。3.元素周期表（1）元素周期表的构成周期表结构周期（共7横行）短周期

5、（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期）族（共18纵行，16个族）主族（ⅠA—ⅦA）（7个）副族（ⅢB—ⅦB，ⅠB—ⅡB）（7个）Ⅷ族（8、9、10纵行）（1个）零族（稀有气体元素）（1个）（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律①原子序数=核内质子数②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定

6、，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。（3）“位”—“构”—“性”之间的关系（4）判断微粒大小的方法①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小（稀有气体元素除外），如:Na>Mg>Al;Na+>Mg2+>Al3+。②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下渐大，如O

7、+>Ca2+。④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如:Fe2+>Fe3+。⑤电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如:比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同一主族元素的O2-比较，Al3+rCl->rk+>rCa2+（5）电子数相同的微粒组①核外有10个电子的微粒组:原子:Ne;分子:CH4、NH3、H2O、HF;阳离子:Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H

8、3O+;阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。②核外有18个电子的微粒子:分子:SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2;阳离子:K+、Ca2+;阴离子:P3-、S2-、HS-、Cl-、O22-。（三）化学键和晶体结构1.化学键: