物质结构 元素周期律知识点加例题

1、私塾国际学府学科教师辅导教案 组长审核：学员编号： 年 级：高一 课 时 数：3课时学员姓名： 辅导科目：化学 学科教师：王凤娟授课主题高一 物质结构 元素周期律教学目的1、掌握元素周期表的结构以及周期和族的概念2、掌握对原子结构和位置间的关系的推导3、认识元素周期表和元素周期律的关系教学重点1、同周期、同主族的性质变化规律2、元素原子结构、位置、性质之间的关系授课日期及时段教学内容第一节元素周期表一、元素周期表（门捷列夫）1.编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。称为周期（周期序数原子的电子层数）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到

2、下排成一纵行。称为族主族序数原子最外层电子数元素的最高正化合价2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期（2） 1 2种元素 短周期 第二周期（10） 2 8种元素周期 第三周期（18） 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期（36） 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期（54） 5 18种元素周 长周期 第六周期（86） 6 32种元素（镧系元素）期 第七周期（118） 7 32种元素（锕系元素）表 主族：AA 、AA共7个主族族 副族：BB、BB，共7个副族（18个纵行） 第族：三个纵行，位于B和B之间（16个族） 零族：稀有气体第A族（氢除外）：碱金属元素 （锂Li钠Na钾K铷Rb

3、铯Cs钫Fr）第A族：碱土金属元素（铍Be镁Mg钙Ca锶Sr钡Ba镭Ra）第A族：硼元素（硼B铝Al镓Ga铟In铊Tl） 第A族：碳元素（碳C硅Si锗Ge锡Sn铅Pb）第A族：氮元素（氮N磷P砷As锑Sb铋Bi） 第A族：氧元素（氧O硫S硒Se碲Te钋Po）第A族：卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I砹At）0族：稀有气体元素（氦He氖Ne氩Ar氪Kr氙Xe氡Rn）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs）原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱除铯Cs外，其余都是银白色，柔软，有延展性密度都比较小，由上往下，密度逐渐增大（钾K除外（K）0.86g/cm3 （N

4、a）0.97g/cm3）熔点比较低，导热性导电性好，由上往下，熔沸点逐渐降低碱金属的化学性质：相似性和递变性相似性：都能与氧气等非金属反应 4Li+O22Li2O 2Na+SNa2S都能与水反应，生成氢氧化物和氢气均为强还原剂：Me= M+（M代表碱金属）从锂到铯递变规律：与氧气反应越来越剧烈。与水反应越来越剧烈。金属性逐渐增强。2、卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I）原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱F2 淡黄绿色气体 Cl2 黄绿色气体 Br2 深红棕色液体 I2 紫黑色固体由上往下，密度逐渐增大 由上往下，熔沸点逐渐升高化学性质的相似性和递变性：（1）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1

5、个电子，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。（2）从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。表现：与H2反应渐难；与氢气化合由易到难，生成的HX的稳定性逐渐减弱；最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：HClO4HBrO4HIO4 （F无正价）（3）置换反应：Cl2 2Br 2Cl Br2Br2 2I 2Br I2Cl2 2I 2Cl I2结论：同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。原

6、因：同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。三、核素质子（Z个）原子核 注意：中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N)Z1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 氕1H、氘2H、氚3H各为一种核素同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)氕1H、氘2H、氚3H互称同位素（同一元素的不同核素互称同位素）第二节元素周期律一、核外电子的排布熟背前20号元

7、素，熟悉120号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q二、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外

8、电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价12344536271(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增强(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOH Mg(OH)2Al(

9、OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强第2周期元素3Li4Be5B6C7N8O9F10Ne气态氢化物CH4NH3H2OHF最高价氧化物对应的水化物LiOHBe(OH)2H2CO3HNO3判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）单质与水或酸反应生成氢气容易（难）； 氢氧化物碱性强（弱）； 相互置换反应（强制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。 单质还原性强（弱）（2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应； 生成的氢化物稳定（不稳定）；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；

10、 相互置换反应（强制弱）2NaBrCl22NaClBr2。单质氧化性强（弱）（）同周期比较：金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 单质还原性：NaMgAl非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4单质氧化性：SiPSCl（）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金属性：LiNaKRb

11、Cs还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs非金属性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2还原性：FClBrI酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。r（Li）r （Na）r （K）（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。r（O2）r （F）r （Na）（Mg2）r （Al3）（3）电子层数和核电荷数都相同时，比较电子数r（Cl）r （Cl）三、元素周期表和元素周期表的应用1、从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）从上到下原子半径逐渐增大2、原子半

12、径越大，失电子越容易，还原性越强，其离子的氧化性越弱3、原子半径越小，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱4、Cs是金属性最强的元素；F是非金属性最强的元素5、非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8第三节化学键一、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼

13、金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键） 大多数盐类：NaCl、K2SO4、NH4NO4、CaCO3 、Na2S 离子化合物 较活泼的金属氧化物：Na2O、CaO、MgO、Al2O3判断 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 非金属氧化物、非金属氢化物等：SO2、N2O5、NH3、H2S、SiC、CH4 共价化合物 酸类：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH 极性共价键（简称极性键）不对称：由不同种原子形成，AB型，如，HCl。共价键非极性共价键（简称非极性键）对称：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。2.电子式：在元素符号周围用小黑点