第一章物质结构元素周期律第三节电子式书写写出下列原子的电子式:
① Na ② Mg ③ Al ④ C ⑤ N ⑥ O ⑦ Cl ⑧ Ar
写出下列离子的电子式:
⑤ Mg2+② Cl-③ O2-④ S2-
⑤ NH4+⑥ H3O+⑦ O22-⑧ OH-
写出下列物质的电子式:
①共价化合物
① HBr ② NH3③ H2O ④ H2O2
⑤ CH4 ⑥ CCl4⑦ CO2⑧HClO
⑨ HCN ⑩N2H4 ⑾PCl3
⑵单质
① F2② N2③ Cl2
⑶离子化合物
① NH4Br ② Na2O2③ KOH ④ Ba(OH)2
⑤ KBr ⑥ MgCl2⑦ Na2O ⑧ CaO
⑨NaH ⑩NaCN ⑾NaClO
⑷用电子式表示形成过程
①Na2S:
②H2O2:
写出下列物质的结构式:
①CO2② NH3③ H2O ④ H2O2
精美句子
1、善思则能“从无字句处读书”。读沙漠,读出了它坦荡豪放的胸怀;读太阳,读出了它普照万物的无私;读春雨,读出了它润物无声的柔情。读大海,读出了它气势磅礴的豪情。读石灰,读出了它粉身碎骨不变色的清白。
2、幸福幸福是“临行密密缝,意恐迟迟归”的牵挂;幸福是“春种一粒粟,秋收千颗子”的收获. 幸福是“采菊东篱下,悠然见南山”的闲适;幸福是“奇闻共欣赏,疑义相与析”的愉悦。幸福是“随风潜入夜,润物细无声”的奉献;幸福是“夜来风雨声,花落知多少”的恬淡。幸福是“零落成泥碾作尘,只有香如故”的圣洁。幸福是“壮志饥餐胡虏肉,笑谈渴饮匈奴血”的豪壮。幸福是“先天下之忧而忧,后天下之乐而乐”的胸怀。幸福是“人生自古谁无死,留取丹心照汗青”的气节。
3、大自然的语言丰富多彩:从秋叶的飘零中,我们读出了季节的变换;从归雁的行列中,我读出了集体的力量;从冰雪的消融中,我们读出了春天的脚步;从穿石的滴水中,我们读出了坚持的可贵;从蜂蜜的浓香中,我们读出了勤劳的甜美。
4、成功与失败种子,如果害怕埋没,那它永远不能发芽。鲜花,如果害怕凋谢,那它永远不能开放。矿石,如果害怕焚烧(熔炉),那它永远不能成钢(炼成金子)。蜡烛,如果害怕熄灭(燃烧),那它永远不能发光。航船,如果害怕风浪,那它永远不能到达彼岸。
5、墙角的花,当你孤芳自赏时,天地便小了。井底的蛙,当你自我欢唱时,视野便窄了。笼中的鸟,当你安于供养时,自由便没了。山中的石!当你背靠群峰时,意志就坚了。水中的萍!当你随波逐流后,根基就没了。空中的鸟!当你展翅蓝天中,宇宙就大了。空中的雁!当你离开队伍时,危险就大了。地下的煤!你燃烧自己后,贡献就大了
6、朋友是什么?
朋友是快乐日子里的一把吉它,尽情地为你弹奏生活的愉悦;朋友是忧伤日子里的一股春风,轻轻地为你拂去心中的愁云。朋友是成功道路上的一位良师,热情的将你引向阳光的地带;朋友是失败苦闷中的一盏明灯,默默地为你驱赶心灵的阴霾。
7、一粒种子,可以无声无息地在泥土里腐烂掉,也可以长成参天的大树。一块铀块,可以平庸无奇地在石头里沉睡下去,也可以产生惊天动地的力量。一个人,可以碌碌无为地在世上厮混日子,也可以让生命发出耀眼的光芒。
8、青春是一首歌,她拨动着我们年轻的心弦;青春是一团火,她点燃了我们沸腾的热血;青春是一面旗帜,她召唤着我们勇敢前行;青春是一本教科书,她启迪着我们的智慧和心灵。
物质结构和元素周期律 (时间:90分) 一、选择题 1.硼元素的平均相对原子质量为,则硼在自然界中的两种同位素 [ ] (A)1:1(B)10:11(C)81:19(D)19:81 2.原子序数为47的银元素有2种同位素,它们的摩尔分数几乎相等,已知银的相对原子质量是108,则银的这两种同位素的中子数分别是[ ] (A)110和106 (B)57和63 (C)53和66 (D)60和62 3.在同温、同压下,相同物质的量的氢气和氦气,具有相同的 [ ] (A)原子数 (B)质子数 (C)体积 (D)质量 4.关于同温、同压下等体积的N2O和CO2的叙述: [ ] ①质量相同②碳原子数和氮原子数相等 ③所含分子数相等④所含质子总数相等 (A)①②③ (B)②③④ (C)①②④ (D)①③④
5.阴离子X n-含中子N个,X的质量数为A,则W gX元素的气态氢化物中含质子的物质的量是[ ] 6.下列各组物质中都是由分子构成的化合物是 [ ] (A)CO2、NO2、SiO2(B)HCl、NH3、CH4 (C)NO、CO、CaO (D)O2、N2、Cl2 7.根据下列各组元素的原子序数,可组成化学式为AB2型化合物且为原子晶体的是[ ] (A)14和6 (B)14和8 (C)12和17 (D)6和8 8.下列微粒中,与OH-具有相同的质子数和相同的电子数的是 [ ] 9.元素A、B、C原子核内质子数之和为31,最外层电子数之和为17,这三种元素是[ ] (A)N、P、Cl (B)P、O、S (C)N、O、S (D)O、F、Cl 10.某元素原子核内质子数为m,中子数为n,则下列论断正确的是[ ] (A)不能由此确定该元素的相对原子质量 (B)这种元素的相对原子质量为m+n (C)若碳原子质量为W g,则此元素原子质量为(m+n)W g (D)该元素原子核内中子的总质量小于质子的总质量
新人教版选修(4)全册教案 绪言 一学习目标:1学习化学原理的目的 2:化学反应原理所研究的范围 3:有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂二学习过程 1:学习化学反应原理的目的 1)化学研究的核心问题是:化学反应2)化学中最具有创造性的工作是:设计和创造新的分子3)如何实现这个过程? 通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程,所以我们必须对什么要清楚才能做到,对化学反应的原理的理解要清楚,我们才能知道化学反应是怎样发生的,为什么 有的反应快、有的反应慢,它遵循怎样的规律,如何控制化学反应才能为人所用!这就是 学习化学反应原理的目的。 2:化学反应原理所研究的范围是1)化学反应与能量的问题2)化学反应的速率、方向及限度的问题3)水溶液中的离子反应的问题4)电化学的基础知识3:基本概念 1)什么是有效碰撞?引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞,分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件,有效碰撞是发生化学反应的充分条件,某一化学反应的速率大小与,单位时间内有效碰撞的次数有关2)什么是活化分子?具有较高能量,能 够发生有效碰撞的分子是活化分子,发生有效碰撞的分子一定是活化分子,但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。3)什么是活化能?活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化能,如图 活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关,活化能的大小是由反应物分子的性质决定,(内因)活化能越小则一般分子成为活化分子越容易,则活化分子越多,则单位时间内有效碰撞越多,
则反应速率越快。4)什么是催化剂?催化剂是能改变化学反应的速率,但反应前后本身性质和质量都不改变的物质,催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高. 5)归纳总结:一个反应要发生一般要经历哪些过程? 1、为什么可燃物有 氧气参与,还必须达到着 火点才能燃烧?2、催化剂在我们技术改造和生产中,起关键作用,它主要作用是提高化学反应速率,试想一下为什么催化剂能提高反应速率? 第一节化学反应与能量的变化(第一课时) 一学习目标:反应热,焓变 二学习过程 1:引言:我们知道:一个化学反应过程中,除了生成了新物质外,还有 思考 1、你所知道的化学反应中有哪些是放热反应?能作一个简单的总结吗? 活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应 反应物具有的总能量> 生成物具有的总能量 2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应?能作一个简单的总结吗?
物质结构元素周期律总结 1.对原子的组成和三种微粒间的关系 A Z X的含义:代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 核电荷数=元素的原子序数=质子数=核外电子数。 2.原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里,电子依能量的不同是分层排布的,其主要规律是: (1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层,然后由里向外,依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个),倒数第三层电子数目不能超过32个。 3.元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性;稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子),处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其他物质发生化学反应。 (2) 最外层电子数得失电子趋 势 元素的性 质 金属元素<4易失金属性 非金属元素>4易失非金属 4.1~20号元素微粒结构的特点 (1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同,与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。 (2)核外有10个电子的微粒: ①分子:Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 ②阳离子:Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。 ③阴离子:N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。 (3)元素的原子结构的特殊性: ①原子核中无中子的原子: 1 1 H。②最外层有1个电子的元素:H、Li、Na。③最外层有2个电子的元 素:Be、Mg、He。④最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar。⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是次外层电子数4倍的元素:Ne。⑥电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al。⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be。⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Si。⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、P。 5.从质量、电性两个方面来认识原子结构 (1)原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上,质子和中子的相对质量都近似为1,电
高考化学冲刺的核心知识和解题策略 第二讲高考冲刺:物质结构 和元素周期律 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期? 2、在元素周期表中,哪纵元素最多,哪纵化合物种类最多? 3、在元素周期表中,前三周期空着的有多少个元素? 4、在元素周期表中,第三主族是哪一纵?三副族呢? 5、在元素周期表中,镧系有多少个元素? 6、在元素周期表中,周期差是多少, 同周期的第二主族和第三主族相差是多少? 核外电子排布规律: 1.核外电子是分层排布的,各电子层最多容纳的电子数目为2n 2 。 2.核外电子排布符合能量最低原理,能量越低的电子离核越近。 3.最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时,不超过2个),次 外层电子数目不超过18个,倒数第三层电子数目不超过32个。 上述几条规律相互制约,应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布? ⅡA 族某元素的原子序数为n ,则与之同周期的ⅢA 族的元素的原 若上一周期某元素的原子序数为n ,则与之同主族的下一周期的元素的 原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较: 1.金属性强弱的比较依据: (1)根据周期表中的位置; (2)根据金属活动性顺序表(盐溶液之间的置换关系、阳离子在水 溶液中电解时放电的一般顺序); (3)根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度; (4)根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱; (5)根据构成原电池时的正负极。 2.非金属性强弱的比较依据: (1)根据周期表中的位置; (2)根据置换关系判断(阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序); (3)根据与金属反应的产物比较; (4)根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性; (5)根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较: 1. 同周期,从左向右,随核电荷数的递增,原子半径越来越小,到惰 性气体原子半径突然增大。 2.同主族,从上向下,随电子层数递增,原子半径、离子半径越来越大。 3.同种元素的不同微粒,核外电子数越多,半径越大,即:阳离子 半径<原子半径、阴离子半径>原子半径。 4.核外电子层结构相同的不同微粒,核电荷数(即质子数)越多, 对电子的吸引力越强,微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒:分子有:H 2、He ;阴离子有: H -;阳离子有:Li +。 ②常见的10电子微粒:分子有:Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ;阳离子有:Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +;阴离子有:F -、O 2-、N 3-、OH - 、NH 2-。 ③常见的18电子微粒:分子有:Ar 、SiH 4、PH 3、
1.熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。 2.熟悉常见元素的化合价,能根据化合价正确书写化学式(分子式),或根据化学式判断元素的化合价。 3.掌握原子结构示意图、电子式等表示方法。 4.了解相对原子质量、相对分子质量的定义,并能进行相关计算。 5.了解元素、核素和同位素的含义。 6.了解原子的构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 7.了解原子核外电子排布规律。 8.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 9.以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。10.以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。11.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。12.了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 1.(2019·全国卷Ⅰ)科学家合成出了一种新化合物(如图所示),其中W、X、Y、Z为同一短周期元素,Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半,下列叙述正确的是() A.WZ的水溶液呈碱性 B.元素非金属性的顺序为X>Y>Z C.Y的最高价氧化物的水化物是中强酸 D.该新化合物中Y不满足8电子稳定结构
C[W、X、Y、Z为同一短周期元素,可能同处于第二或第三周期,观察新化合物的结构示意图可知,X为四价,X可能为C或Si。若X为C,则Z核外最外层电子数为C原子核外电子数的一半,即为3,对应B元素,不符合成键要求,不符合题意,故X为Si,W能形成+1价阳离子,可推出W为Na元素,Z核外最外层电子数为Si原子核外电子数的一半,即为7,可推出Z为Cl 元素。Y能与2个Si原子形成共价键,另外得到1个电子达到8电子稳定结构,说明Y原子最外层有5个电子,进一步推出Y为P元素,即W、X、Y、Z分别为Na、Si、P、Cl元素。A项,WZ为NaCl,其水溶液呈中性,错误;B项,元素非金属性:Cl>P>Si,错误;D项,P原子最外层有5个电子,与2个Si原子形成共价键,另外得到1个电子,在该化合物中P元素满足8电子稳定结构,错误。] 2.(2019·全国卷Ⅱ)今年是门捷列夫发现元素周期律 150周年。下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z 为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8。下 列说法错误的是() A.原子半径:W<X B.常温常压下,Y单质为固态 C.气态氢化物热稳定性:Z<W D.X的最高价氧化物的水化物是强碱 D[由题意,W、X、Y、Z为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8,可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。A项,根据电子层数越多,原子半径越大,可得原子半径:W
物质结构 元素周期律 中子N (不带电荷) 同位素 (核素) 原子核 → 质量数(A=N+Z ) 近似相对原子质量 质子Z (带正电荷) → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 : 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。 最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li
《物质结构与元素周期律》易错知识点总结 2011-12-02 10:48:08来源: 作者: 【大中小】浏览:155次评论:0条 【内容讲解】 第一部分物质结构 一.原子组成 1、并不是所有的原子都含有中子,11H原子核内就只有一个质子而没有中子。 2、只有呈电中性的原子核电荷数才等于核外电子数;核电荷数和核外电子数相等的微粒一定是同类微粒(原子、阳离子或阴离子)。 二.概念辨析 1、同位素研究的对象是原子,同系物研究的对象是有机物,同分异构体研究的对象是化合物。 2、同种元素的不同核素化学性质基本相同,物理性质不同。 3、原子量是相对原子质量的简称,而元素周期表中的原子量是元素的原子量,是一个加权平均值。 三.核外电子排布规律 1、注意原子结构示意图和电子式的区别: 原子结构示意图:描述原子核电荷数(质子数)和核外电子排布情况的示意图; 电子式:在元素符号周围用●或X来表示微粒(原子、分子、离子)中原子的最外层电子的式子。 2、特别要注意用电子式表示离子化合物和共价化合物形成过程的区别。 四.微粒半径大小的比较 1、阳离子半径<原子半径、阴离子半径>原子半径。 2、核外电子层结构相同的原子和单原子离子(例如2e-、10e-、18e-微粒)在元素周期表中的位置规律,原子半径和离子半径顺序。 五.化学键 1、离子键和共价键的形成过程;极性键和非极性键的区别。 2、熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物;溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物,但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物。 3、离子化合物中一定含有离子键,有离子键的化合物一定是离子化合物;共价化合物中一定含有共价键,含有共价键的化合物不一定是共价化合物;极性键和离子键都只有存在于化合物中,非极性键可以存在于单质、离子化合物或共价化合物中。 六.分子间作用力、氢键 1、分子间作用力的强度远远小于化学键,由分子构成的物质,其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2、含有氢键的物质沸点升高;氢键的强弱介于分子间作用力和化学键之间。 【错例解析】 1.下列指定微粒的个数比为2:1的是 A.Be2+离子中的质子和电子 B.21H原子中的中子和质子 C.NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子 D.BaO2(过氧化钡)固体中的阴离子和阳离子 [注] 答案是A,特别要注意C和D选项中离子化合物是由什么离子构成的。补充:NaHSO4是由Na+和HSO4—构成的,但是溶于水电离成Na+、H+和SO42—。 2.下列各项中表达正确的是 A.F-的结构示意图:B.CO2的分子模型示意图: C.NaCl的电子式:D.N2的结构式::N≡N: [注] 答案是A,特别要注意B选项:CO2分子是直线型的,还有D选项:把结构式和电子式混淆了。 3.某元素构成的双原子分子有三种,其相对分子质量分别为158、160、162。在天然单质中,此三种单质
高中化学必修四知识点整理及归纳 【一】化学必修四焓变反应热知识点整理 1.反应热(Q):一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应 (1).符号:△H (2).单位:kJ/mol(3)△H=H(生成物)-H(反应物) 3.微观角度解释产生原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0 吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H为“+”或△H>0 注:(高中阶段Q与△H二者通用) 4.影响晗变的主要因素:①发生变化的物质的物质的量,在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。②物质的温度和压强常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸或水的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等【二】高中化学必修四知识点归纳(1)金属腐蚀 金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 (2)金属腐蚀电化学原理
生铁中含有碳,遇有雨水可形成原电池,铁为负极,电极反应为:Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原,正极反应为:O2+2H2O+4e-→4OH-,该腐蚀为“吸氧腐蚀”,总反应为:2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化:4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下,正极反应为:2H++2e-→H2↑,该腐蚀称为“析氢腐蚀”。 (3)金属的防护 金属处于干燥的环境下,或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层,破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理,采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理,采用外加电流阴极保护法。 必修四知识点:化学反应的方向 1、反应焓变与反应方向 放热反应多数能自发进行,即ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行,但在较高温度下能自发进行,如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。 2、反应熵变与反应方向 熵是描述体系混乱度的概念,熵值越大,体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应,熵增加有利于反应的自发进行。
物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子: 2、两个关系式: (1)核电荷数=核内质子数=原子核外电子数=原子序数。 (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A,含N个中子,它与1H原子组成H m X分子,在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点:①较小空间;②高速;③无确定轨道。 2、电子云:表示电子在核外单位体积内出现几率的大小,而非表示核外电子的多少。 3、电子层:根据电子能量高低及其运动区域不同,将核外空间分成个电子层。 表示:层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大,电子运动离核越远,电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理:电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后排布在能量稍 高的电子层,即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律:①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。(K层为最外层时不超过2个) ③次外层电子数不超过个,倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法: ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。
三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中,书写错误的是( )
根据元素周期律,把相同的各种元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,再把不同横行中相同的元素,按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行, 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 (1)按原子序数递增的顺序从左到右排列。 (2)将电子层数相同的元素排成一个横行,得到。 (3)把最外层电子数相同的元素排成一个纵行,得到。 2、结构 短周期:1、2、3 周期(7个横行)长周期:4、5、6 不完全周期:7 7个主族:ⅠA~ⅦA 族(18个纵行)7个副族:ⅠB~ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族(稀有气体) 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素,若甲的原子序数为x,则乙的原子序数不可能是() A.x+2B.x+4 C.x+8 D.x+18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素,原子序数分别为m和n,则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A.n=m+1 B.n=m+18 C.n=m+25 D.n=m+11 【例 5】下列叙述中正确的是() A.除零族元素外,短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B.除短周期外,其他周期均有18种元素 C.副族元素中没有非金属元素 D.碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素
物质结构与元素周期律高考题,20道 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN
物质结构与元素周期律 1.【2016-浙江】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X原子核外最外层电子数是其电子层数的2倍,X、Y的核电荷数之比为3:4。W?的最外层为8电子结构。金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应。下列说法正确的是() A.X与Y能形成多种化合物,一般条件下都能与Z的最高价氧化物的水化物发生反应 B.原子半径大小:X<Y,Z>W C.化合物Z2Y和ZWY3都只存在离子键 D.Y、W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂 2.【2016-新课标III】四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X的简单离子具有相同电子层结构,X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的,W与Y同族,Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是() A.简单离子半径:W< X
4.【2016-新课标I】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r 是由这些元素组成的二元化合物,n是元素Z的单质,通常为黄绿色气体,q的水溶液具有漂白性,0.01 mol·L–1r溶液的pH为2,s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是 () A.原子半径的大小W
高中化学选修四知识点汇总 【一】化学反应的焓变1、(1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系: ΔH>0,反应吸收能量,为吸热反应。 ΔH<0,反应释放能量,为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式: 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol 书写热化学方程式应注意以下几点: ①化学式后面要注明物质的聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol或kJ·mol,且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍。 反应焓变的计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHm计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA+bB=cC+dD θθθθΔH=[cΔfHm(C)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)] 2、化学电源 (1)锌锰干电池 负极反应:Zn→Zn2++2e-; 正极反应:2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池 负极反应:Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应:PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应:Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O. 充电时总反应:2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. (3)氢氧燃料电池 负极反应:2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应:O2+2H2O+4e-→4OH-
第一章:原子结构与元素周期律 教案编写日期:2012-2-16 课程授课日期: 应到人数: 实到人数: 教学目标: 过程与方法: 通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力;通过对元素原子结构、位置间的关系的推导,培养学生的分析和推理能力。 通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识,渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。 情感态度价值观: 通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质;提高学生的学习兴趣 教学方法:通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学,进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点:同周期、同主族性质的递变规律;元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程: 中子N (核素) 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 : 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) A ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全
物质结构 元素周期律中子N (核素)原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 : 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图 随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化: ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列;元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。 最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如: Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li
2014届高三化学高考复习教学案 1 物质结构和元素周期表专题 1.(2012福建?8)短周期元素R 、T 、Q 、W 在元素周期表中的相对位置如右下图所示,其中T 所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确... 的是 A .最简单气态氢化物的热稳定性:R>Q B .最高价氧化物对应水化物的酸性:Q
化学反应原理 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 归纳与整理 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 归纳与整理 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理 第四章电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池
第四节金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 第一章化学反应与能量 一、焓变反应热 1.反应热:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2.焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应(1).符号:△H(2).单位:kJ/mol 3.产生原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应 ③大多数的化合反应④金属与酸的反应 ⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应 ③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等 二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示) ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数 ⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变 三、燃烧热 1.概念:25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点: ①研究条件:101 kPa ②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量:1 mol ④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol) 四、中和热 1.概念:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。 2.强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为:H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol 3.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识点归纳总结 高中化学选修4知识 化学守恒 守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则,在水溶液中的化学反应,会存在多种守恒关系,如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系: 电荷守恒是指电解质溶液中,无论存在多少种离子,电解质溶液必须保持电中性,即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等,用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等,例如: ①在NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中:c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系: 物料守恒也就是元素守恒,电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其它离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。 可从加入电解质的化学式角度分析,各元素的原子存在守恒关系,要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如: ①在NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);
②在NH4Cl溶液中:c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系: 酸碱反应达到平衡时,酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数,这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。 在盐溶液中,溶剂水也发生电离:H2OH++OH-,从水分子角度分析:H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分),可由电荷守恒和物料守恒推导,例如: ①在NaHCO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中:c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 综上所述,化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念,也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。 高中化学选修4必背知识 电解的原理 (1)电解的概念: 在直流电作用下,电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解.电能转化为化学能的装置叫做电解池. (2)电极反应:以电解熔融的NaCl为例: 阳极:与电源正极相连的电极称为阳极,阳极发生氧化反应:2Cl-→Cl2↑+2e-. 阴极:与电源负极相连的电极称为阴极,阴极发生还原反应:Na++e-→Na.
第九章
首 页 基本要求
原子结构和元素周期律
重点难点 讲授学时 内容提要
1
基本要求
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1.1 了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;电子的波粒二象性、测不准原理;了解了解元素和健康的 关系。 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念;熟悉原子轨道的角度分布图、径向分布函数图的意义和特征;熟 悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 1.3 掌握 n、l、m、s 4 个量子数的意义、取值规律及其与电子运动状态的关系;掌握基态原子电子组态 书写的三条原则,正确书写基态原子电子组态和价层电子组态。
2
重点难点
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2.1 重点 2.1.1 原子轨道、概率密度的观念;n、l、m、s 4 个量子数;电子组态和价层电子组态。熟悉的意义和 特征;熟悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷、原子半径及电负性变化规律。 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图;了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;了解了解元 素和健康的关系。 2.1.3 电子组态的书写、与元素周期表的关系;元素性质的变化规律。 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性、测不准原理;波函数和原子轨道。 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图。 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系。
3
讲授学时
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建议 4~6 学时
1
4
内容提要
[TOP]
第一节
第二节
第三节
第四节
第五节
4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的玻尔模型 α 粒子散射实验提供了原子结构的有核模型,但卢瑟福模型没有解决原子核外的空间如何被电子所 占有问题。 量子力学基于两点认识原子结构:一是量子化现象,二是测不准原理。 普朗克提出,热物体吸收或释放能量不连续,称量子化的。 氢原子的线状光谱也表现了原子辐射能量的量子化。 玻尔假定: 电子沿着固定轨道绕核旋转; 当电子在这些轨道上跃迁时就吸收或辐射一定能量的光子。 轨道能量为
E??
4.1.2 电子的波粒二象性
RH , n=1,2,3,4,… n2
波粒二象性是指物质既有波动性又有粒子性的特性。光子的波粒二象性关系式 λ=h/mc= h/p 德布罗意的微观粒子波粒二象性关系式
??
h h ? p mv
微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来。 微观粒子的波动性被电子衍射实验证实。电子束的衍射现象必须用统计性来理解。衍射中电子穿越 晶体投射到照相底片上, 图像上亮斑强度大的地方电子出现的概率大; 电子出现少的地方亮斑强度就弱。 所以,电子波是概率波,反映电子在空间某区域出现的概率。 4.1.3 测不准原理 海森堡指出,无法同时确定微观粒子的位置和动量,它的位置越准确,动量(或速度)就越不准确; 反之,它的动量越准确,位置就越不准确: △x· △px≥h/4π 式中△x 为坐标上粒子在 x 方向的位置误差,△px 为动量在 x 方向的误差。 测不准原理表明微观粒子不存在确定的运动轨迹,可以用量子力学来描述它在空间出现的概率及其 它全部特征。
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