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1、一、核外電子排布與周期律（一）原子核外電子排布規(guī)律（1）各電子層最多容納的電子數(shù)為2n2個。（2）最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18（3）核外電子優(yōu)先占有能量較低的軌道，只有當能量較低的軌道排滿后，再排能量比較高的軌道。（二）元素周期表及其應用1、元素周期表的結(jié)構(gòu)7個周期，16個族。每一個橫行叫作一個周期，每一個縱行叫作一個族。這7個周期又可分成短周期（1、2、3）、長周期（4、5、6）和不完全周期（7）。共有16個族，又分為7個主族（A-A），7個副族（B-B），一個第族，一個零族。2、元素性質(zhì)的遞變規(guī)律項 目同周期（從左到右）同主族（從上到下）最外層電子數(shù)從

2、l逐漸增加到7相同主要化合價最高正價由+1+7負價由41最高正價相同最高正價主族族序數(shù)負價族序數(shù)8原子半徑逐漸減?。ㄏ∮袣怏w除外）逐漸增大金屬性與非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱還原性與氧化性還原性減弱氧化性增強還原性增強氧化性減弱最高價氧化物對應的水化物的酸堿性堿性減弱酸性增強堿性增強酸性減弱非金屬的氣態(tài)氫化物生成由難到易穩(wěn)定性由弱到強生成由易到難穩(wěn)定性由強到弱得失電子能力失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸增強得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強比較元素的金屬性強弱的方法是：a.元素的單質(zhì)和水或酸置換出氫氣的難易b.元素最高氧化物對應水化物的堿性強弱c.金屬

3、單質(zhì)和另外金屬鹽溶液中的置換反應比較元素的非金屬性強弱的方法是：a.元素最高氧化物對應水化物的酸性強弱b.元素單質(zhì)和氫氣反應生成氣態(tài)氫化物的難易程度及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性來判斷。c.非金屬單質(zhì)和另外非金屬鹽溶液中的置換反應3、元素周期律及元素周期表的應用 根據(jù)位置，推測結(jié)構(gòu)，預測性質(zhì) 研究合成有特定性質(zhì)的新物質(zhì)，預言新元素，研究新農(nóng)藥，尋找半導體材料、催化劑、耐高溫耐腐蝕材料。 論證了量變引起質(zhì)變的規(guī)律性二、微粒之間的相互作用力（一）化學鍵：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用，叫做化學鍵，可分為離子鍵，共價鍵，金屬鍵（二）離子鍵1、定義： 陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵叫做離子鍵。2、

4、成鍵微粒：陰陽離子相互作用：靜電作用（靜電引力和斥力）成鍵過程：陰陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥達到平衡，就形成了離子鍵。3、哪些物質(zhì)能形成離子鍵？（1）活潑的金屬元素（IA，IIA）和活潑的非金屬元素（VIA，VIIA）之間的化合物。（2）活潑的金屬元素和酸根離子形成的鹽（3）銨離子和酸根離子（或活潑非金屬元素）形成的鹽。4、含有離子鍵的化合物就是離子化合物（三）共價鍵1、定義：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。2、成鍵微粒：原子 相互作用：共用電子對成鍵元素：同種或不同種非金屬元素3、含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物鍵型離子鍵共價鍵成鍵方式靜電作用靜電作用成鍵微

5、粒陰、陽離子原子形成條件陰、陽離子共用電子對存在離子化合物非金屬單質(zhì)、共價化合物（四）電子式1、定義：在元素符號周圍用“ ”或“”來表示原子最外層電子的式子，叫電子式。2、書寫方法：（1）金屬陽離子的電子式就是其離子符號（2）非金屬陰離子的電子式要標 及“ 電荷數(shù) ”（3）離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但對相同離子不能合并.（4）共價化合物的電子式：原子之間形成共用電子對，不能加“ ”及“電荷數(shù)”。（五）分子間作用力：1、概念：分子間存在的將分子聚集在一起的作用力稱為分子間作用力，又稱為范德華力。 （1）存在：分子間 （2）大小：比化學鍵弱得多。2、意義：影響物質(zhì)的熔沸點和溶解性等物理性質(zhì)3、水分子間的氫鍵：一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力。水分子間的氫鍵使水分子間作用力增強。（六）同位素、同素異形體和同分異構(gòu)體的比較同位素同素異形體同分異構(gòu)體研究對象原子單質(zhì)有機化合物相同點質(zhì)子數(shù)相同構(gòu)成元素相同分子式相同不同點中子數(shù)不同性質(zhì)不同分子結(jié)構(gòu)不同