试题-全国-2009_高三化学精讲精析精练（15）：模块综合复习.rar

用心爱心专心模块综合复习一、模块知识结构1.原子结构理论质子――Z个，决定元素种类。质子数=核电荷数=原子序数中子――N个，Z相同，N不同的原子互称为同位素质子数+中子数=质量数原子核核外电子决定元素的化学性质。原子的电子数=质子数=原子序数运动特点：电子云运动状态1.电子云的大小(电子层)2.电子云的形状(电子亚层)3.电子云伸展方向(轨道)4.电子的自旋排布规律原子1.各层最多容纳的电子数目=2n22.最外层电子数目不超过8个(K层为最外层不超过2个)3.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4.填充电子时，所遵循的原理：构造原理；能量最低原理；泡利不相容原理和洪特规则5.最外层电子数未满时，结构不稳定，有得失电子形成稳定结构的趋势。主族元素的最外层电子数=主族数2.元素周期律元素周期律的实质：原子核外电子排布的周期性周期表结构周期(7个周期)族(7个主族、7个副族、1个Ⅷ族、1个0族分区(按电子层结构分)：s区、p区、d区、ds区、f区递变规律变化内容：金属性、非金属性、原子半径、化合价、第一电离能、电负性等金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；原子半径逐渐减小(稀有气体比相邻的卤素大)；最高正价由+1→+7(F、O无最高正价)，最低价由-4→-1；第一电离能逐渐增大(ⅡA、ⅤA比相邻的大)；电负性逐渐增大。同周期：(从左到右)同主族：(从上到下)金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；原子半径逐渐增大；价态特点相似；第一电离能逐渐减小；电负性逐渐减小。元素性质的规律性3.物质构成理论一是中心原子所有价电子都参与成键，如CO2等；二是分子中极性键的极性向量和是否等于零，如C2H2、C2H4、C2H6等；三是ABn型分子中，A的化合价数=价电子数，如CO2、BF3、CCl4、SO3、PCl5等化学键意义、实质：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用离子键分类金属键共价键按成键方式分类σ键π键按有无极性分类极性键饱和性非极性键方向性配位键键长、键角、键能氢键分子间作用力范德华力分子间氢键分子内氢键分子类型极性分子非极性分子手性分子：必须键合四个不同的原子或原子团空间构型杂化轨道理论杂化轨道数=键合原子数+孤对电子数sp杂化：如BeCl2、C2H2，直线型sp2杂化：如BF3、SO3，平面正角形C2H4，平面形结构sp3杂化：如CH4、CCl4，正四面体型sp3d杂化：如PCl5，三角双棱锥型sp3d2杂化：如SF6，正八面体型孤对电子对共用电子对的排斥作用价层电子对互斥理论：配合物：一方原子提供孤对电子，另一方提供空轨道而形成的共价键物质的构成［Cu(NH3)4］SO4内界(配离子)中心原子配位原子配位体配位数外界离子离子键配位键配合物配合物组成：(1)中心离子或原子必须有空轨道；(2)配位原子必须有孤对电子。要点：4.晶体结构理论晶体离子晶体离子化合物含有活泼金属元素的化合物，如NaCl铵盐，如NH4Cl构成粒子：阴、阳离子粒子间的作用：离子键原子晶体少数单质，如金刚石、硅少数共价化合物，如SiO2、SiC构成粒子：原子粒子间的作用：共价键分子晶体共价分子单质，如O2、N2、P4共价化合物，如H2O、H2SO4、大部分有机物构成粒子：共价分子、原子(如稀有气体)粒子间的作用：分子间作用力构成粒子：金属阳离子和自由电子粒子间的作用：共价键金属晶体金属单质的固体二、常见化学用语1.分子式：表示直接由分子构成的物质的式子，即只有分子晶体才有分子式。2.化学式：表示物质化学组成的式子。如用NaCl表示氯化钠，SiO2表示二氧化硅，对于离子晶体和部分原子晶体的化学式仅表示物质构成粒子的个数之比。而分子晶体的化学式也就是它的分子式。如CO2既表示二氧化碳的化学式，也表明其晶体是由分子构成的。金属晶体的化学式也是它的元素符号。在化学式中，元素化合价代数和为0。离子中元素化合价代数和为等于其所带电荷。3.电子式：用“·”或“×”表示原子最外层电子的式子。如S2-的电子式是。4.结构式：用一根短线代表一对共用电子对，忽略孤对电子不写所得的式子。如CO2的结构式是O=C=O。还有标注孤对电子的路易斯结构式。5.结构简式：是对结构式适当简化所得的式子。如乙烯的结构简式是CH2=CH2，其中的碳碳双键不能省略；而其分子式是C2H4。6.实验式：即最简式。+178277.原子结构示意图：如Cl原子的结构示意图是。8.电子排布式：如Cl的电子排布式是1s22s22p63s23p5。9.电子排布式简式：如Cl的电子排布式简式是［Ne］3s23p5。10.电子排布图(轨道排布式)：如用表示C原子最外层电子排布图。11.原子符号：12.化学方程式：包含离子方程式、电离方程式、水解方程式、电极反应式等。［直击考点］物质结构、元素周期律是重要的无机化