专题四 原子结构和分子结构《无机化学》概念梳理与常考题选讲

《无机化学》考前概念梳理与常考题选讲 专题四 原子结构和分子结构 1、 考纲要求 1. 理解原子的组成。了解同位素的概念，理解原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数之间的相互关系， 以及质量数、中子数、质子数之间的相互关系。能运用原子结构示意图表示1-20号元素的原子核外电子排布。 2. 理解元素周期律的实质及周期表的结构（周期和族），理解主族元素在周期表中的位置，原子结构与元素 性质之间的相互关系，掌握同主族元素和同周期元素性质（原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性）递变规律，并能综合运用。 3. 了解离子键、共价键（极性键、非极性键）的涵义。会用电子式表示离子键、共价键。 4. 了解离子化合物、共价化合物的涵义。了解极性分子、非极性分子的涵义，了解分子间力、氢键与物质物 理性质的关系。 2、 概念梳理 考点一：原子结构 1. 几个量的关系 质量数质子数中子数 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2. 同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如和是两种不同的物质。 3. 相对原子质量 （1） 原子的相对原子质量：以一个原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4. 核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5. 原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1~20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6. 微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 7. 原子组成 考点二：元素周期律 1. 元素周期律 （1）元素原子核外电子排布的周期性变化：随着原子序数的增加，元素排列呈周期性变化 原子序数 电子层数 最外层电子数 1~2 1个 由1~2个达到稳定结构 3~10 2个 由1~8个达到稳定结构 11~18 3个 由1~8个达到稳定结构 19.20~31.36 4个 由1~8个达到稳定结构 37.38~19.54 5个 由1~8个达到稳定结构 55.56~81.86 6个 由1~8个达到稳定结构 87~88 7个 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。 （2）元素原子半径的周期性变化： 原子序数 主要化合价的变化 1~2 +1→0 11~18 +1→+7 -4→-1→0 结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化 （3）元素主要化合价的周期性变化： 原子序数 主要化合价的变化 1~2 +1→0 3~10 +1→+5 -4→-1→0 11~18 +1→+7 -4→-1→0 结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化 【注】①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系； ②最高正化合价+|最低负化合价|=8（仅适用于非金属元素） ③金属无负价 ④有些非金属有多种化合价，如：C元素有+2，+4，-4价（在有机物中也可以有-3，-2，-1价）；S元素有+4，+6，-2价；Cl元素有-1，+1，+3，+5，+7价；N元素有-3，+1，+2，+3，+4，+5价。 （4）元素的金属性和非金属性的周期性变化： 电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ①元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。 元素金属性强弱判断的实验依据： a．金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难