本试题 “A、B、C、D、E、F六种短周期元素,核电荷数依次增加。只有E为金属,A与E同主族,E与F同主族,B原子最外层电子数是内层电子数的2倍,D最外层有两对成对电子。E...” 主要考查您对电子排布式
极性分子、非极性分子
杂化轨道理论(中心原子杂化方式)
元素周期律
元素的推断
共价键
离子键
电子式的书写
等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。
电子排布式:
①简化电子排布式
为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的冗素符号外加方括号表示,即为简化电子排布式,如K 的简化电子排布式为
②特殊电子排布式
有个别元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的反常。因为能量相同的原子轨道在全充满()、半充满()和全空()状态时,体系的能量较低,原子较稳定。
(2)电子排布图:用方框表示一个原子轨道,用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。
构造原理:
多电子原子的核外电子排布总是按照能量最低原理,由低能级逐步填充到高能级。绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序,这种排布顺序被称为构造原理。
点拨:构造原理中的排布顺序,其实质是各能级的能量高低顺序,可由下列公式得出ns<(n一2)f< (n一1)d<np(n表示能层序数)。常用的重要的能级交错顺序有:
核外电子排布式一构造原理的应用:
根据构造原理,按照能级顺序,用能级符号右上角的数字表示该能级上电子数的式子,叫做电子排布式。例如,
非极性分子 | 极性分子 | |
形成原因 | 整个分子的电荷分布均匀,对称 | 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 |
存在的共价键 | 非极性键或极性键 | 极性键 |
分子内原子排列 | 对称 | 不对称 |
分子极性的判断方法:
An型分子(以非极性键结合形成的单质分子)一般是非极性分子(O3例外),AB型分子一定是极性分子。对于ABn型分子是极性分子还是非极性分子,通常有以下判断方法。
1.根据分子的立体构型判断
判断ABn型分子是否有极性,关键是看分子的立体构型.如果分子的立体构型为直线形、平面三角形、正四面体形、三角双锥形、正八面体形等空间对称的结构,致使正电中心与负电中心重合,这样的分子就是非极性分子。若为V形、三角锥形、四面体形(非正四面体形)等非对称结构,则为极性分子。比如H2O分子中虽然2个H原子轴对称,但整个分子的空间构型是不对称的:,负电中心在a点,正电中心在b 点,二者不重合,因此是极性分子。
2.根据实验现象判断
将液体放入适宜的滴定管中,打开活塞让其缓慢流下,将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近液流,流动方向变化(发生偏移)的是极性分子.流动方向不变的是非极性分子。
3.根据中心原子最外层电子是否全部成键判断
ABn型分子中的中心原子A的最外层电子若全部成键(没有孤电子对),此分子一般为非极性分子,如CO2、CCl4等;分子中的中心原子最外层电子若未全部成键(有孤电子对),此分子一般为极性分子,如H2O、 PCl3等。
4.判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子;若不等,则为极性分子。如BF3、CO2、CH4、SO3等分子中,B、C、S等元素的化合价的绝对值等于其主族序数,是非极性分子;H2O、 NH3、SO2、PCl3等分子中,O、N、S、P等元素的化合价的绝对值不等于其主族序数,是极性分子。
分子的构型与杂化类型的关系:
定义:
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:
元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:
金属性强弱的判断依据:
1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。
微粒半径大小的比较方法:
1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:。
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且
元素周期表中的几项重要规律相等规律:
规律 | 内容 |
相等规律 | ①周期数:电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素) |
“位、构、性”规律 | |
递变规律 | |
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 | |
奇偶规律 | 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数 |
相同电子层结构的规律 | 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构 |
序差规律 | ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25) |
对角线相似规律 | 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型 |
元素性质推断知识点归纳:
(1)质量最轻的元素是氢(H),其单质可以填充气球;质量最轻的金属是锂(Li);熔点最高的非金属单质是石墨;熔点最高的金属单质是钨(W);熔点最低的金属单质是汞(Hg)。
(2)地壳中含量最多是氧(O),其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子,又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫(S);最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳(C)和硅(Si)。
(5)碳(C)是形成化合物最多的元素,是构成有机物的骨架元素,可形成多种同素异形体,其中硬度最大的是金刚石,而C60是分子晶体,熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气,单质是氟(F2),化合物是过氧化钠(Na2O2)。
(7)硅(Si)是构成地壳岩石骨架的主要元素,单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气,还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷(P4),白磷有毒,能溶于CS2,和红磷互为同素异形体,红磷不能自然,不溶于CS2,白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧,又能在氮气中燃烧的金属是Mg,既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝(Al)。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮(N)。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水,该元素可能是氮(N)或硫(S)。
(12)光照时可以释放电子的是铷(Rb)和铯(Cs);常温下呈液态的金属是汞(Hg),非金属单质是溴(Br2)。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar;最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C;最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O;最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si;次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P;电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒:
电子数 |
分子 |
阳离子 |
阴离子 |
2 |
H2、He |
Li+、Be2+ |
H- |
10 |
Ne、HF、H2O、NH3、CH4 |
Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+ | O2-、F-、OH-、NH2- |
18 |
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH |
K+、Ca2+ |
S2-、HS-、Cl- |
共价键:
1.本质原子之间形成共用电子对(或电子云重叠),使得电子出现在核间的概率增大。
2.特征
具有方向性与饱和性。
(1)共价键的饱和性一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后,一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了,即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的,这称为共价键的饱和性。
例如,氯原子中只有一个未成对电子,所以两个氯原子之间可以形成一个共价键,结合成氯分子,表示为氮原子中有三个未成对电子,两个氮原子之间能够以共价三键结合成氮分子,表示为一个氮原子也可与_二个氢原子以三个共价键结合成氨分子,表示为
(2)共价键的方向性
共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成,这就是共价键的方向性。除s轨道是球形对称外,其他原子轨道都具有一定的空间分布。在形成共价键时,原子轨道重叠得越多,电子在核间出现的概率越大,所形成的共价键就越牢固。
例如,硫原子的价电子排布是有两个未成对电子,如果它们分布在互相垂直的轨道中,那么当硫原子和氢原子结合生成硫化氢分子时,一个氢原子的1s轨道上的电子能与硫原子的轨道上的电子配对成键,另一个氢原子的1s轨道上的电子只能与硫原子的轨道上的电子配对成键。
说明:
①共价键的饱和性决定着各种原子形成分子时相互结合的数量关系。如一个氢分子只能由两个氢原子构成,一个水分子只能由两个氢原子和一个氧原子构成。
②共价键的方向性决定着分子的空间构型。
3.分类
(1)按成键原子是否相同或共用电子对是否偏移分
(2)按成键方式分
(3)按共用电子对数分
离子键和共价键:
定义:
使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。
成键元素:
活泼金属(或NH4+)与活泼的非金属或酸根离子、OH-
静电作用:
指静电吸引和静电排斥的作用
定义:
在化学反应中,一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见,化学中常在元素符号周围用小黑点“· ”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子,相应的式子叫做电子式。
(1)原子的电子式:H· 、Na· 、
(2)阳离子的电子式:不画出离子最外层电子数,元素右上角标出“n+”电荷字样:Na+、Al3+、Mg2+
(3)阴离子的电子式:要画出最外层电子数,用 “[ ]”括起来,右上角标出“n-”:、、
(4)离子化合物的电子式:由阴、阳离子的电子式组成,相同离子不能合并:
、
(5)共价化合物的电子式:画出离子最外层电子数:、
(6)用电子式表示物质形成的过程:
氯化氢的形成过程:
氯化镁的形成过程:
结构式:
共价键中的每一对共用电子用一根短线表示,未成键电子不写出,物质的电子式就变成了结构式。
例如:
书写电子式的常见错误:
1.漏写未参与成键的电子,如:
2.化合物类型不清,漏写或多写“[]”及错写电荷数,如:
3.书写不规范,错写共用电子对如:N2的电子式为:,不能写成:,更不能写成:或。
4.不考虑原子间的结合顺序如:HClO的电子式为,而非。因氧原子需形成2对共用电子才能达到稳定结构,而H、 Cl各需形成1对共用电子就能达到稳定结构。
5.不考虑原子最外层有几个电子均写成8电子结构如:的电子式为,而非, 因中碳原子最外层应有6个电子(包括共用电子),而非8个电子。
6.不清楚A如型离子化合物中两个B是分开写还是写一块如:中均为-l 价,Br-、H-已达到稳定结构,应分开写;C原子得一个电子,最外层有5个电子,需形成三对共用电子才能达到稳定结构,不能分开写;氧原子得一个电子,最外层有7个电子,需形成一对共用电子才能达到稳定结构,也不能分开写。它们的电子式分别为:
与“A、B、C、D、E、F六种短周期元素,核电荷数依次增加。只有E为...”考查相似的试题有: