2023年高中化学总复习资料试题{绝对精典16套}基本理论复习二高中化学.docx

根本理论复习二 专题三 物质结构元素周期律 知识规律总结 　　一、原子结构 　　1．几个量的关系（ ） 　　质量数(A)＝质子数(Z)十中子数(N) 　　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 　　具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。 　　(1)要点：同——质子数相同，异——中子数不同，粒子——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H2与D2是两种不同的单质；H2O和D2O是两种不同的化合物。 　　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，其它原子中一个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：是按该元素的各种天然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于质量。 　　在计算时常用原子的质量数代替相对原子质量，这样所得的结果是该元素的近似相对原子质量。 　　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)第n电子层最多容纳的电子数为2n2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。 　　核外电于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要正确区分原于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．粒子半径大小比较规律 　　(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，那么离子半径越小。 　　(4)同种元素的粒子半径，价态越高那么半径越小，即：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的原子半径。 　　(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。 　　 二、元素周期律和周期表 　　1．位、构、性三者关系 　　结构确定位置，结构决定性质；位置表达性质。 　　2．几个量的关系 　　周期序数＝电子层数 　　主族序数＝最外层电子数＝最高正价数 　　 　　3．周期表中局部规律总结 　　(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族的He元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He例外)。 　　(2)设某主族元素的族序数为a，周期数为b，那么有： 　　①a＜b时。为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱； 　　②a＝b时，为金属与非金属交界处的金属元素(H除外)，一般该元素既能与酸反响，又能与碱反响；其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物； 　　③a＞b时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。 　　④无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。 　　(3)元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇(或偶)数。 　　(4)元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。 　　(5)对角线规那么：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。 　　思维技巧点拔 　　一、有关粒子质量数、质子数、中子数和核电荷数的推断 　　[例1]　设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，那么下述论断中正确的选项是（　　） 　　A．不能由此确定该元素的相对原子质量 　　B．这种原子的相对原子质量为m+n 　　C．假设碳原子质量为 ，此原子的质量为 　　D．核内中子的总质量小于质子的总质量 　　答案：A 　　[解析]元素的相对原子质量和原子的相对原子质量是两个不同的概念，要计算元素的相对原子质量，必须先知道其各种天然同位素的相对原子质量和原子个数百分数，否那么无法求解，应选项A正确。 　　m + n应为质量数，不是相对原子质量，选项B错误。 　　由相对原子质量的数学表达式可知，某原子的质量＝ ×12C原子质量×该原子的相对原子质量，应选项C错误。 　　1个质子的质量略小于1个中子的质量，但核内质子的总质量与中子的总质量还要取决于质子和中子数目的多少，选项D错误。 　　此题正确答案为A。此题要求熟悉有关的根本概念，要注意区分一些易混淆的概念，如相对原子质量与质量数，元素的相对原子质量与原子的相对原子质量，核素与同位素等。 　　二、根据元素周期律知识推断元素及化合物的性质 　　[例2]　砹(At)是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是（　　） 　　A．HAt很稳定 　　　 B．易溶于某些有机溶剂 　　C．AgAt不溶于水　　 D．是有色固体 　　答案：A 　　[解析]由题意，砹在周期表中与碘相邻，故它的性质与碘具有相似性，但它的非金属性应比碘弱。HAt的稳定不如HI，应选项A错误；碘易溶于某些有机溶剂，那么砹也应溶解；AgI不溶于水，那么AgAt也不溶于水；碘是紫黑色固体，根据相似性砹也是有色固体。 　　三、有关同位素的计算 　　[例3]　铜有两种天然同位素 和 ，参考铜的相对原子质量(63.5)计算 的原子百分含量约是（　　） 　　A．20％　　 B．25％　　 C．50％　　 D．66．7％ 　　答案：B 　　［解析］设1mol铜中含 xmol那么 　　 　　即 的原子百分含量为25%。 　　四、推断元素原子序数差 　　[例4]　假设短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，那么这两种元素的原子序数之差不可能是（　　） 　　A．1　　 　 B．2 　　 　C．5　　 　D．6 　　答案：D 　　[解析] 　　设两种元素的符号分别为X和Y，那么化合物的化学式为X2Y3，即X为+3价，Y为-2价，在短周期元素中满足此要求的X元素有 ，Y元素有8O和 ，原子序数差值见下表 　　五、粒子大小比较 　　[例5]　X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是（　　） 　　A．X＞Y＞Z　　 B．Y＞X＞Z　　C．Z＞Y＞X　　 D. X＞Z＞Y 　　答案：C 　　[解析] 　　对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，现X元素的阳离子半径大于Y，故核电荷数应是Y＞X。Z和Y的电子层数相同，那么它们在同一周期，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，现Z的原子半径小于Y，那么核电荷数是Z＞Y。综合以上关系得Z＞Y＞X。 　　六、原子结构知识的综合推断 　　[例6]　周期表中相邻的A、B、C三元素中，A、B同周期，A、C同主族。三种元素的原子最外层电子数之和为19，三种元素的原子核中质子数之和为4l。那么这三种元素是A_______、B_______、C_______(填元素符号)。 　　[解析] 　　此题采用平均值法解答比较简单。由A、B、C三元素为相邻元素以及它们的平均质子数41/3≈14＜18，结合A、B同周期及A、C同主族可知A、B、C三元素为短周期元素；又根据最外层电子数的平均值19/3≈6.3＜7，推知其中必有最外层电子数为7的元素，所以A、B、C三种元素应分布在ⅥA、ⅦA族，经推断A为S，B为C1、C为O符合题意。 　　[例7]　某主族金属元素X的原子核内质子数和中子数之比为1：1，含该金属阳离子0.192g的溶液恰好能将20mL 0.4mol/L的Na2CO3溶液中的CO32—全部沉淀，推断X是什么元素及在周期表中的位置。 　　[解析] 　　周期表中质子数与中子数相等的金属元素只有Mg和Ca两种，它们都是+2价金属。设金属的相对原子质量为M，由关系式X2+ ～ Na2CO3得：M：1＝0.192：(0.4×0.02)，解得M＝24。那么X为镁，位于第3周期第ⅡA族。 化学键与晶体结构 专题四 　　知识规律总结 　　一、化学键与分子间作用力   化学键 分子间作用力 概　　念 相邻原子间强烈的相互作用 把分子聚集在一起的作用力，又叫范得华力 作用范围 分子或晶体内 分子之间 作用力强弱 较强 与化学键相比弱得多 影响的性质 主要影响化学性质 主要影响物理性质 　　二、化学键的分类   离子键 共价键 金属键 概　　念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 金属离子与自由电子间较强的作用 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼非金属化合 非金属元素之间以及非金属与局部较不活泼金属之间化合 金属内部 　　三、几种化学键的比较 类　　型 离子键 共价键 非极性键 极性键 作用方法 阴阳离子静电作用 原子间通过共用电子对作用 键型特点 没有小分子 形成小分子 形成条件 活泼金属和活泼非金属化合而形成的 不同非金属元素之间形成（共用电子对偏移）或同种非金属元素之间形成（共用电子对无偏移） 一般规律 IA、ⅡA族金属与X2（卤素）、O2、S等化合成键 非金属元素之间以及非金属与局部较不活泼金属之间的成键 举　　例 　　四、键的极性与分子极性 　　化学键的极性是分子极性产生的原因之一。当分子中所有化学键都是非极性键时，分子为非极性分子。当分子内的化学键在分子中电荷的空间分布不对称，即各键的极性无法抵消时为极性分子；在分子中电荷的空间分布对称，使各个键的极性互相抵消时，形成非极性分子。所以，原子间的极性键形成的分子（如NH3分子）中的电荷空间分布不对称，键的极性无法抵消，是极性分子。极性分子中一定存在极性键。但有的极性分子中可以存在非极性键，如H2O2。由非极性键形成的双原子分子，一定是非极性分子。如Cl2、O2等。而CH4、CO2分子中虽然存在极性键，但由于分子中电荷空间分布对称，正负电荷重心重合，键的极性相互抵消，亦属非极性分子。(常见极性分子与非极性分子见下表) 分子类型 键的极性 分子构型 分子极性 实　　例 单原子分子A / / 非极性 He、Ar等 A2 非极性 直线（对称） 非极性 N2、X2等 AB 极性键 直线（不对称） 极性 HX、CO等 A—B—A 极性键 直线（对称） 非极性 CO2、CS2等 A—B—A 极性键 折线（不对称） 极性 SO2、H2O A4 非极性 正四面体形 非极性 P4 AB3 极性 平面三角形 非极性 BF3