2021学年高中化学专题一本专题总结拓展学案苏教版必修2

　本专题总结拓展

　一、判断粒子最外层是否满足 8 电子结构的方法 1．离子化合物 (1)阳离子：主族元素原子的次外层电子数是否等于 8，若为 8，则该离子的最外层满足8 电子结构，否则不满足。

　(2)阴离子：原子的最外层电子数＋化合价数是否等于 8，若为 8，则该离子的最外层满足 8 电子结构，否则不满足。

　2．共价化合物 (1)共价化合物分子中的 H 原子，最外电子层上最多能有 2 个电子。

　(2)共价化合物分子中的非 H 原子，按下列方法判断其最外层是否具有 8 个电子。

　①若独立原子的最外层电子数与元素化合价的绝对值之和等于 8，则分子内该原子的最外层电子数为 8。如 CO 2 分子，独立 C 原子的最外层电子数为 4，碳元素化合价的绝对值是 4，CO 2 分子中 C 原子的最外层电子数为 8；独立 O 原子的最外层电子数为 6，氧元素化合价的绝对值是 2，则 CO 2 分子中 O 原子的最外层电子数为 8。

　②若独立原子的最外层电子数与元素化合价的绝对值之和不等于 8，则分子内该原子的最外层电子数不是 8。如 BeCl 2 分子，独立 Be 原子最外层电子数为 2，BeCl 2 分子中 Be 原子的最外层电子数是 4 而不是 8；再如 NO 2 中的 N、PCl 5 中的 P、BF 3 中的 B、SO 2 中的 S 等都符合这个规则。

　 综合上述(1)和(2)可知，在共价化合物分子中的原子，其最外层电子数的计算方法是：最外层电子数＝独立原子的最外层电子数＋化合价绝对值。

　(3)结构法 判断某化合物中的某原子最外层是否达到 8 电子稳定结构，应从其结构式或电子式结合原子最外层电子数进行判断。如：H 2 O：氧原子最外层有 6 个电子，H 2 O 中每个氧原子又与两个氢原子形成两个共价键，所以 H 2 O 中的氧原子最外层有 6＋2＝8 个电子，但 H 2 O 中的氢原子最外层有 2 个电子。

　3．单质 某几种非金属单质，从它们的结构式可判断其原子最外层满足 8 电子结构。如：N 2 (NN)，P 4 ( )，Cl 2 (Cl—Cl)。

　【典例】

　下列物质中所有原子均满足 8 电子稳定结构的化合物是(

　) A．PCl 5

　B．P 4

　C．CCl 4

　D．NH 3

　【解析】

　判断原子满足 8 电子稳定结构的方法为最外层电子数＋成键数＝8，A、D 项错误；P 4 为单质，而非化合物，B 项错误；C 项中 5 原子均为 8 电子稳定结构，正确。

　【答案】

　C 二、几种相对质量的涵义与求法 1．核素的相对原子质量 核素即具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子，核素的相对原子质量即原子的相对原子质量。原子的相对原子质量是科学上为了便于对微观粒子的定量研究而规定的一个衡量标准，这标准也历经几次修改与完善，现代的相对原子质量的基本含义是：以12 6 C 原子质量的 1/12 为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比值，作为这种原子的相对原子质量，符号为 A r 。如 1 个12 6 C 原子的质量是 1.993×10－26

　kg,1 个 16 8 O 原子的质量是 2.657×10－26

　kg，则16 8 O 的相对原子质量的计算方法为：

　A r (16 8 O)＝2.657×10－26

　kg1.993×10－26

　kg× 112＝16 根据这个标准和方法可得，12 6 C 原子的相对原子质量为 12、2311 Na 原子的相对原子质量为23、11 H 原子的相对原子质量为 1，质子的相对质量为 1.007、中子的相对质量为 1.008 等，这样就为微观粒子的定量研究创造了极大的方便。

　 原子由核外电子和原子核构成，原子核由质子和中子构成。1 个电子的质量仅约为 1 个质子或中子的质量的 1/1 836。因此，通常认为简单离子的相对质量与其相应原子的相对原子质量相等，如2311 Na＋ 的相对质量等于 23、 16 8 O2－ 的相对质量等于 16、 11 H＋ 和 11 H－ 的相对质量都等于 1等。

　2．原子的近似相对原子质量

　原子及其简单离子的质量主要集中于原子核上。因此通常认为原子及其简单离子的近似相对原子质量等于其质量数。

　3．元素的相对原子质量 大多数的元素都含有同位素，各同位素的相对原子质量又不相同，因此，元素的相对原子质量实际上是同位素相对原子质量的平均值。同位素又包括稳定性同位素和不稳定性同位素，天然同位素和人造同位素等，因此规定，天然、稳定存在的各同位素相对原子质量的平均值为该元素的相对原子质量。

　某同位素在同种元素里所占的原子数目百分比叫做该同位素的丰度。一种元素中各同位素的丰度往往是不同的，甚至于差别很大。若元素 R 有天然、稳定存在的同位素 X、Y、Z，X、Y、Z 相应丰度为 x %、 y %、 z %，则 A r (R)的计算方法为：

　A r (R)＝ A r (X)· x %＋ A r (Y)· y %＋ A r (Z)· z %

　或 A r (R)＝ Ar x ＋ A r y ＋ A r z100 4．元素的近似相对原子质量 用原子的质量数代替原子的相对原子质量，应用 3 中的方法计算，即得元素的近似相对原子质量。如氯元素有3517 Cl 和3717 Cl 两种天然、稳定存在的同位素，其丰度分别为 75.77%和24.23%，则氯元素的近似相对原子质量[设为 A r (Cl)]的计算方法为：

　A r (Cl)＝35×75.77%＋37×24.23%＝35.484 6 或 A r (Cl)＝(35×75.77＋37×24.23)/100＝35.484 6 5．分子、原子团的相对分子质量 分子或原子团的相对分子质量就是分子或原子团的相对质量，其等于分子或原子团里各原子的相对原子质量之和。

　三、化合价 1．化合价的概念 (1)定义：把一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质，叫做这种元素的化合价。

　(2)化合价有正价和负价。

　(3)化合价的本质：

　①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去几个电子即为正几价；得到电子的为负价，得到几个电子即为负几价。

　②在共价化合物中，元素化合价的数值，就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目，正负则由共用电子对的偏移来决定。电子对偏向哪种原子(该原子呈负电性)，哪种原子就显负价。偏离哪种原子，哪种原子就显正价。

　2．化合价的规律及应用

　 (1)对于化合价有如下规律：

　主族元素的最高正价＝主族序数＝最外层电子数(即价电子数)； 主族元素的负价(从ⅣA～ⅦA 有负价)等于最外层电子数减 8。

　金属元素一般显正价；非金属元素跟氢或金属化合时显负价，与氧化合时一般显正价。

　单质分子中元素的化合价为零价。

　某些元素在一些特殊物质中会呈非正常化合价如：

　氢元素化合价为＋1 价，跟金属化合时为－1 价；氧元素化合价为－2 价，在 OF 2 中为＋2 价。

　元素的变价是由原子结构决定的，在不同的化合物里可显示不同的化合价，非金属元素一般具有变价。如：H 2 S－2、H 2 S＋6O 4 。主族元素的金属除 Sn、Pb 有＋2、＋4 价外，一般无变价。过渡元素一般有变价。

　(2)化合价规则：在化合物里，正负化合价的代数和为零。对于一价元素与奇数价或偶数价元素化合时，直接书写化学式就可以，例如：MCl n (设 M 的化合价为 n )；对于二价元素与奇数价或偶数价元素化合时，化学式是不同的，例如某金属元素的硫酸盐的化学式，若金属为奇数价，则化学式为 M 2 (SO 4 ) n (设 n 为化合价)，若金属为偶数价，则化学式为 M(SO 4 ) n2 。

　(3)化合价的应用：

　①根据化合价正确书写化学式； ②根据元素化合价特点进行有关推断； ③根据化合价有无变化，判断化学反应是否是氧化还原反应。

　④通过化合价的变化，求出得失电子数，求法是：(前价－后价)×价态发生变化的原子个数＝得失电子数(“＋”为得，“－”为失)。(正负不表示数值的正、负)。

　⑤根据化合价确定某些离子化合物中共价键的数目。

　3．元素周期表与化合价的关系 ①主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数。其中 F 无正价。氧元素有＋2 价、无＋6 价。非金属元素除氢外，均不能形成阳离子，单独金属元素不能形成阴离子。

　②主族单独的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为 8，绝对值之差为 0、2、4、6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA。

　③非金属变价元素的正价一般均相差 2。如Cl＋7，Cl＋5，Cl＋3，Cl＋1；某些变价金属也符合此规律，如Sn＋4、Sn＋2，Pb＋4、Pb＋2。

　④短周期正价变化随原子序数递增，同周期有一个＋1→＋7 的变化(ⅠA→ⅦA)；长周期有二个＋1→＋7 的变化(ⅠA→ⅦB、ⅠB→ⅦA)。

　4．从化学键的角度认识元素的化合价 (1)原子之间得、失电子形成阴、阳离子，阴、阳离子之间通过静电作用形成离子键。一个原子失去 x 个电子，该元素的化合价为＋ x 价；一个原子得到 y 个电子，该元素的化合价为－ y 价。如 Na＋ [ ·· Cl······ ]－ 中钠元素显＋1 价，氯元素显－1 价；[ ·· F······ ]－ Mg 2＋ [ ·· F······ ]－ 中镁元素显＋2 价，氟元素显－1 价；Na＋ [ ·· S······ ]2－ Na ＋ 中钠元素显＋1 价，硫元素显－2 价。

　(2)原子之间通过共用电子形成共价键。设 A 原子用自己的 x 个电子、B 原子用自己的 y个电子形成( x ＋ y )个 A 与 B 的共用电子。

　①共用电子对不偏移，元素的化合价为 0。如 H·· H、·· Cl······ Cl······ 、·· N⋮⋮N·· 中元素的化合价都是 0； Na＋ [ ·· O······ O······ ]2－ Na ＋ 中 O 的化合价是－1 而不是－2。

　②共用电子对偏离 A、偏向 B，A 元素的化合价为＋ x 价，B 元素的化合价为－ y 价；共用电子对偏向 A、偏离 B，A 元素的化合价为－ x 价，B 元素的化合价为＋ y 价。如 H·· Cl······ 中氢元素显＋1 价，氯元素显－1 价；H·· O······ H 中氢元素显＋1 价，氧元素显－2 价；中氢元素显＋1 价，氮元素显－3 价；·· O······ C···· O···· 中氧元素显－2 价，碳元素显＋4 价。

　四、元素周期表中体现的规律 1．原子中质子数、中子数、核外电子数、核电荷数的关系：①原子(或分子)中质子数＝核外电子数；阳离子中质子数>核外电子数；阴离子中质子数<核外电子数。②在不同的微粒中，质子数相同而中子数不同的原子互为同位素。

　2．求质子数的公式：①质子数＝质量数－中子数；②质子数＝阴离子电子数－阴离子电荷数；③质子数＝阳离子电子数＋阳离子电荷数。

　3．主族元素原子结构与元素周期表的关系：①电子层数＝周期数；②最外层电子数＝主族序数＝元素最高正化合价(O、F 除外)。

　4．元素最高正价与最低负价的关系：金属元素只显正价不显负价，非金属元素中，最高正价＋|最低负价|＝8；氟不显正价；氧无最高正化合价(＋6)，但在与氟形成的 OF 2 中可显＋2 价。

　5．相同电子层结构的离子与原子序数的关系：①上一周期非金属元素的简单阴离子与下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构，故一种阳离子与一种阴离子的电子层结构若相同，则阳离子的原子序数大于阴离子。②同周期元素的简单阳离子与简单阴离子，阳离子电子层结构相同，其所带电荷数越大，原子序数越大；阴离子电子层结构相同，其所带负电荷越少，原子序数越大。且同周期元素的简单阴离子比阳离子多一个电子层。

　6．短周期元素最外层电子数与次外层电子数的关系：若某原子最外层电子数比次外层电子数多，则只能多 1～6 个，该元素一定是第二周期中 B～Ne 六种元素之一；若最外层电子

　数比次外层电子数少，则只能少 1～7 个，该元素一定是第三周期中 Na～Cl 或第二周期中 Li这八种元素之一；若最外层电子数与次外层电子数相同，则该元素可能是 Be 或 Ar。

　7．短周期元素最外层电子数与核电荷数的关系：原子的最外层电子数比核电荷数少 2的元素有八种，即第二周期元素；原子的最外层电子数比核电荷数少 10 的元素也有八种，即第三周期元素；原子的最外层电子数与核电荷数相等的元素有两种，即第一周期元素。

　8．元素原子的最外层电子数与原子序数的关系：若某原子最外层电子数为奇数，则该元素的原子序数也一定为奇数；若某原子最外层电子数为偶数，则该元素的原子序数也一定为偶数。

　9．元素周期表中的数字规律 (1)十八列分十六个族，三列一族的是Ⅷ族；左Ⅰ～Ⅶ中只两个是 A 族，右Ⅰ～Ⅶ中只两个是 B 族；Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ全成对，Ⅷ单 0 亦单。

　(2)有的人说有九个行，也有的人说有七个行，还有的人说有六个半行，更多的人说三短、三长、一不全。

　(3)横七竖十八，七期十六族。

　(4)周期数＝原子的电子层数。

　(5)主族数＝原子的最外层电子数。

　(6)主族数＝原子的价电子数。

　(7)主族数＝元素的最高正价数(F、O 除外)。

　(8)主族数＝8＋元素的负价数(氢除外)。

　(9)在同一主族内，族数和原子的原子序数、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、负化合价数等等，这么多的数，见一个是偶数其他都是偶数，见一个是奇数其他都是奇数。

　(10)在同一周期内，从左到右的原子序数是连续数；在 IA 族内，从上到下原子序数按 2、8、8、18、18、32 的幅度跳跃，在 0 族内，从上到下原子序数按 8、8、18、18、32 的幅度跳跃。

　(11)同周期中ⅢA 族与ⅡA 族的元素原子序数之差有 1、11、25 等。

　(12)短周期元素 X、Y、Z，具有如表 1 所示的位置关系时， x ＋ y ＋ z ＝3 r ＋8；具有如表2 所示的位置关系时， x ＋ y ＋ z ＝3 r －8。

　表 1

　x X r R y Y

　z Z

　表 2

　z Z

　x X r R y Y

　(13)稀有气体元素虽然族序数最小，但原子最外层电子数不小，如 Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子最外层上的电子数都是 8，这是其他元素原子不可比拟的。

　五、晶体类型的判断方法 1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用力判断 (1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用力是离子键。

　(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用力是共价键。

　(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用力为分子间作用力。

　(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用力是金属键。

　2．依据物质的分类判断 (1)金属氧化物(如 K 2 O、Na 2 O 等)、强碱(如 NaOH、KOH 等)和绝大多数盐类是离子晶体。

　(2)大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除 SiO 2 外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。

　(3)常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

　(4)常温下，金属单质(除汞外)是金属晶体。

　3．依据晶体的熔点判断 (1)离子晶体的熔点较高，常在数百至 1 000 余摄氏度。

　(2)原子晶体的熔点高，常在 1 000 摄氏度至几千摄氏度。

　(3)分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下。

　(4)金属晶体的熔点相差较大。

　4．依据导电性判断 离子晶体溶于水及熔融状态下能导电；原子晶体一般不导电；分子晶体不导电；金属晶体是电的良导体。

　5．依据硬度和机械性能判断 (1)离子晶体的硬度较大或硬而脆。

　(2)原子晶体的硬度大。

　(3)分子晶体的硬度小且较脆。

　(4)金属晶体具有延展性，多数硬度大。