（浙江版）2021高考化学一轮复习 专题七 微观结构与物质的多样性课件.pptx

考点一原子结构和核外电子排布考点基础一、原子结构1.原子结构模型的演变对原子结构模型的猜想经历了下列演变:道尔顿“实心球式”模型→汤姆生“葡萄干面包式”模型→卢瑟福“行星绕太阳核式”模型→玻尔“电子分层运动式”模型→原子的“电子云”模型。人类认识原子的过程是漫长的,也是无止境的。2.原子的构成原子 X) 二、原子核外电子排布2.原子结构示意图 三、元素、核素和同位素2.同位素的特征与应用(1)同位素的特征a.化学性质几乎完全相同,物理性质不同。b.天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。(2)常见的重要核素及其应用考点二元素周期律与元素周期表考点基础一、元素周期律1.原子序数:按核电荷数由小到大的顺序给元素编号,这种编号叫作原子序数。在原子中,原子序数=①核电荷数=②质子数=③核外电子数。2.元素周期律(1)内容:元素的性质随着元素④核电荷数的递增而呈⑤周期性变化的规律。(2)具体表现a.随着核电荷数的递增,元素的原子最外层电子排布呈现⑥由1→8的周期性变化(第一周期除外)。b.随着核电荷数的递增,元素的原子半径呈现⑦由大→小的周期性变化(稀有气体元素除外)。c.随着核电荷数的递增,主族元素的主要化合价呈现最高正价⑧由+1→+7(O、F除外)、最低负价⑨由-4→-1的周期性变化,且同一非金属元素化合价有如下关系:最高正价+最低负价的绝对值=⑩8(H、O、F除外)。3.实质:原子 核外电子排布呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。4.主族元素性质的递变规律金属性与非金属性二、元素周期表及其应用1.元素周期表的结构(7个周期,16个族)  2.元素周期表的应用(1)预测元素的性质重点突破1.元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。 2.比较元素金属性强弱的方法(1)金属与水(或非氧化性酸)的反应越容易,其对应元素的金属性越强。(2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。(3)在金属活动性顺序中,金属的位置越靠前,其金属性越强。(4)同一周期,金属元素越靠前,其金属性越强;同一主族,金属元素越靠下,其金属性越强。(5)金属与盐溶液的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元素的金属性强于B元素。(6)一般金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。(注:氧化性Fe3+>Cu2+>Fe2+,金属性Fe>Cu)(7)电化学原理:不同金属形成原电池时,通常负极金属的金属性强;通常在电解池的阴极上,先析出的金属的金属性弱。3.比较元素非金属性强弱的方法(1)非金属单质与H2越易化合,则其对应元素的非金属性越强。(2)形成的氢化物越稳定,则其对应元素的非金属性越强。(3)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,其对应元素的非金属性越强。(4)同一周期(稀有气体元素除外),非金属元素越靠右,其非金属性越强;同一主族,非金属元素越靠上,其非金属性越强。(5)非金属之间的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元素的非金属性强于B元素。考点三微粒之间的相互作用和物质的多样性考点基础一、化学键1.化学键(1)概念:物质中①直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。(2)分类化学键 2.离子键和共价键存在实例3.电子式(1)电子式概念在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子。(2)电子式书写方法 (3)用电子式表示化合物的形成过程1)离子化合物:左边是原子的电子式,右边是离子化合物的电子式,中间用“ ”连接,相同的原子或离子不合并。如NaCl: 。2)共价化合物:左边是原子的电子式,右边是共价化合物的电子式,中间用“ ”连接。如HCl:。二、分子间作用力和氢键1.分子间作用力(1)概念: 分子间存在着将分子聚集在一起的作用力,这种作用力称为分子间作用力,分子间作用力包括 范德华力和氢键。(2)特征①分子间作用力比化学键弱得多,比化学键小1~2个数量级。②分子间作用力主要影响物质的 熔、沸点和 溶解性等物理性质,而化学键主要影响物质的化学性质。如水从液态转化为气态只需要克服分子间作用力,不需要破坏化学键。一般地,组成和结构相似的由分子构成的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔、沸点越高。(3)存在一般存在于大多数共价化合物和非金属单质的分子之间,如H2O、P4等;也可以存在于混合物的不同分子间,如液态空气中N2和O2分子之间。2.氢键(1)概念:分子间存在着一种比范德华力 稍强的相互作用即氢键。(2)形成条件:除H原子外,形成氢键的原子通常是 N、O、F。(3)存在作用:分子间氢键会使物质的熔点和沸点 升高。(4)