文档介绍:第一单元
1—原了半径
(1) 除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增 而减小;
(2) 同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。
元素化合价
(1) 除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素 负价由碳族-4递增到-1 (***无正价,氧无+6价,除外);
(2) 同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
单质的熔点
(1) 同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的 熔点递减;
(2) 同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增
—元素的金属性与非金属性(及其判断)
(1) 同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从 左到右金属性递减,非金属性递增;
(2) 同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子, 从上到下金属性递增,非金属性递减。
判断金属性强弱
金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
最高价氧化物的水化物的碱性越强(1-20号,K最强;总体Cs最强 最
非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
氢化物越稳定
最高价氧化物的水化物的酸性越强(1-20号,F最强;最体一样)
—单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离了氧化性越弱; 元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律:
(1) 元素周期数等于核外电子层数;
(2) 主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子
—周期与主族
周期:短周期(1—3);长周期(4—6, 6周期中存在***系);不完全周期(7)o
主族:I A—V1IA为主族元素;IB—VHB为副族元素(中间包括W); 0族(即惰性气体) 所以,总的说来
(1) 阳离子半径<原子半径
(2) 阴离子半径〉原子半径
(3) 阴离子半径〉阳离子半径
(4对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。
以上不适合用于稀有气体!
专题一:第二单元
一、 化学键:
含义:分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用。
类型,即离子键、共价键和金属键。
离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如***和钠以离子键结合成NaCL
使阴、阳离子结合的静电作用
成键微粒:阴、阳离子
形成离子键:a活泼金属和活泼非金属
b 部分盐(Nad、NH4cl、BaCo3 等) c 强碱(NaOH、KOH) d活泼金属氧化物、过氧化物
证明离了化合物:熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值
有共价键的化合物不一定是共价化合物) 对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如,两个氢 核同时吸引一对电了,形成稳定的氢分了。
共价分子电子式的表示,P13
共价分了结构式的表示
共价分子球棍模型(H20—折现型、NH3—二角锥形、CH4正四面体)
共价分子比例模型
补充:碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷(C—C单键)
乙烯(C—C双键) 乙烘(C—C三键)
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键。
二、 分子间作用力(即范德华力) 1,特点:a存在于共价化合物中
b化学键弱的多 c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相 对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大(特例:HF、NH3、H20)
三、 氢键
存在元素:0 (H20)、N (NH3)、F (HF)
特点:比范德华力强,比化学键弱 补充:水无论什么状态氢键都存在
专题一:第三单元
同素异形(一定为单质)
碳元素(金刚石、石墨)
氧元素(02、03)
磷元素(白磷、红磷)
同素异形体之间的转换一为化学变化
二,同分异构(一定为化合物或有机物)
分了式相同,分了结构不同,性质也不同
C4H10 (正丁烷、异丁烷)
C2H6(乙醇、二甲醸)
三,晶体分类
离子晶体:阴、阳离子有规律排列
离了化合物(KNO3、NaOH)
NaCl分子
作用力为离了间作用力
分子晶体:由分子构成的物质所形成的晶体
共价化合物(CO2、H2O)
共价单质(H2、02、S、12、P4)
稀有气体(He、Ne)
原子晶体:不存在单个分子
石英(SiO2)、金刚石、晶体