人教版化学必修二第一章物质结构与元素周期率课件(全)

第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表

第1课时元素周期表第2课时元素的性质与原子结构第3课时核素第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布第2课时元素周期律第3课时元素周期表和元素周期律的应用第三节化学键第1课时离子键第2课时共价键

自学导引第1课时元素周期表

一、元素周期表的发展史

1．1869年，俄国化学家门捷列夫将已知的元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。

2．随着化学科学的不断发展，元素周期表中元素的排序依据改为原子的核电荷数。

3．按照元素在周期表中的顺序给元素编号,得到原子序数。原子的原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系:原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

二、元素周期表(长式)的结构

1．元素周期表的排列原则横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。

2．元素周期表的结构

(1)周期元素周期表有7个横行，叫做周期。每一周期中元素的电子层数相同,从左到右原子序数递增。其中,第一、二、三周期称为短周期,其他周期均为长周期。

(2)族元素周期表有18个纵行，称为族。主族：元素的族序数后标A副族：元素的族序数后标B

Ⅷ族：第8、9、10纵行

0族：稀有气体元素

思考题

某同学总结ⅡA族元素原子的最外层电子数都为2，由此得出原子最外层电子数为2的元素就一定是ⅡA族元素。你认为正确吗？

答案

不正确；0族中的He元素和某些副族元素(如Zn)原子的最外层电子数也为2。

名师解惑

一、元素周期表(长式)的结构

1．第七周期属于长周期，因目前尚未排满也称不完全周期，若排满应包括32种元素。

2．0族元素原子最外层电子数为8(He元素为2)，因化学性质不活泼，把它们的化合价定为0，叫做0族，在元素周期表的第18纵行。

3．Ⅷ族包括周期表中第8、9、10三个纵行，其余15个纵行，每个纵行为一族，因此周期表18个纵行共16个族。

4．周期表中族的排列方式

1～7纵行：ⅠA→ⅡA→ⅢB→…→ⅦB

8、9、10纵行：Ⅷ

11～18纵行：ⅠB→ⅡB→ⅢA→…→ⅦA→0

5．过渡元素包括所有的副族元素和Ⅷ族元素，且都是金属元素。

[特别提醒]

①0族及Ⅷ族不属于主族也不属于副族，所以表示族序数时，后面不能加A和B。

②最外层电子数相同的元素不一定在同一族，同族元素最外层电子数不一定相同，如某些副族和0族。但同一主族元素最外层电子数均相同。

③副族元素都是过渡元素，但过渡元素不都是副族元素，还包括Ⅷ族元素。

二、元素周期表中的数字规律

1．周期序数＝原子的电子层数主族序数＝主族元素原子的最外层电子数

2．镧系和锕系各有15种元素，因性质相近，分别在周期表中占同一个位置，因此到目前为止，元素种类最多的族是ⅢB族。

3．元素原子序数差同周期ⅢA族与ⅡA族元素原子序数差，从第二周期到第七周期分别为1、1、11(加过渡元素10种)、11、25(镧系15种，加14)、25(锕系15种，加14)。

ⅠA族内自上而下，相邻周期原子序数差值为2、8、8、18、18、32；0族内自上而下，相邻周期原子序数差值为8、8、18、18、32、32。

典例导析

知识点1：元素周期表的结构

例1

下列有关元素周期表的说法中正确的是(

)

A．元素周期表中元素种类最多的周期是第五周期

B．长周期中每个周期所含元素种类可能是8种、18种或32种

C．元素周期表中每个纵行均是一个族

D．ⅦA族元素即卤族元素

解析

元素周期表中第六周期的镧系、第七周期的锕系分别包含15种元素，长周期第四、五、六周期分别包含18、18、32种元素；周期表中的第8、9、10纵行同为Ⅷ族元素；第ⅦA族元素包括F、Cl、Br、I、At，又称卤族元素。

答案

D

知识点2：元素周期表中的数字规律

例2

原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x＋1的元素不可能处在(

)

A．ⅢA族 B．ⅠA族

C．镧系元素 D．ⅢB族

解析原子序数为x的元素位于ⅡA族，而与之相邻原子序数为x＋1的元素可能位于ⅢA族或ⅢB族，其中镧系属于ⅢB族。

答案

B

跟踪练习2

同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是(

)

A．16 B．26 C．36 D．46

答案

D

自学导引第2课时元素的性质与原子结构

一、碱金属元素

1．原子结构相同点：最外层均为1个电子。不同点：随着核电荷数的增加，电子层数递增，原子半径递增。

2．化学性质

(1)钾的化学性质的实验探究及其与钠的比较

①钾的保存及取用方法钾保存在煤油中，取用时先用镊子夹取，再用滤纸吸干煤油，然后在玻璃片上用小刀切割。

②钾、钠性质的实验探究与对比与氧气反应与水反应钠剧烈燃烧，黄色火焰熔成小球，浮于水面，四处游动，“咝咝”响声钾燃烧更剧烈，紫色火焰(透过蓝色钴玻璃)熔成小球，浮于水面，四处游动，燃烧，有轻微爆炸声结论钾的活动性比钠强

(2)碱金属元素化学性质的特点

①相似性：原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。

4Li＋O22Li2O

2Na＋O2Na2O2

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

2K＋2H2O＝2KOH＋H2↑

思考题1

完成下列离子方程式。

(1)锂与稀盐酸反应的离子方程式为____________________________________。

(2)铷与水反应的离子方程式为____________________________________。

答案

(1)2Li＋2H＋＝2Li＋＋H2↑

(2)2Rb＋2H2O＝2Rb＋＋2OH－＋H2↑

②差异性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。碱金属元素的性质也有差异，从锂到铯，单质还原性逐渐增强，如钾与氧气或水反应比钠的反应剧烈，铷、铯的反应更剧烈。

3．单质的物理性质相似性：都是银白色金属(铯略带金色光泽)，较柔软，有延展性，密度都比较小，熔点也都比较低，导电、导热性能都很好。递变性：从锂到铯，密度逐渐增大(钾的密度反常)，熔、沸点逐渐降低。

二、卤族元素

1．原子结构

(1)相同点：最外层都是7个电子。

(2)不同点：随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

2．单质的物理性质F2

Cl2

Br2

I2

(1)颜色：由浅到深。

(2)密度：由小到大。

(3)熔、沸点：由低到高。

3．单质的化学性质

(1)卤素单质与氢气反应的比较

(2)卤素间的置换反应实验

思考题2

砹(At)是卤素中原子序数最大的元素，则通常条件下砹应该是______(填“深”或“浅”)色______体，______(填“易”或“难”)与H2化合，产物的稳定性______。

答案

深；固；难；差

名师解惑

一、元素的金属性、非金属性强弱的判断依据

1．金属性强弱的判断依据

(1)元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。

(2)元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。

(3)金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。

(4)在金属活动性顺序表中，前者的金属性强于后者。

(5)金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。

2．非金属性强弱的判断依据

(1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。

(2)非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。

(3)元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。

(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。

(5)非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱。

二、同主族元素的相似性、递变性和特殊性

1．原子结构

(1)相似性：最外层电子数相同。

(2)递变性：随着核电荷数的增加，电子层数递增，原子半径逐渐增大。

2．化学性质

(1)相似性：

①能发生相似的化学反应。如碱金属都能与O2、Cl2等非金属反应，都能与水反应；卤素单质都能与H2、H2O等反应。

②同类化合物中元素化合价相同，化学式形式相同。如碱金属氢氧化物都可表示为ROH，卤素单质分子式都可表示为X2，氢化物都可表示为HX。

(2)递变性：随着核电荷数的增加,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱；单质还原性逐渐增强,氧化性逐渐减弱;最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱;非金属单质与H2化合逐渐变难,氢化物的稳定性逐渐降低。

(3)特殊性：因递变性的影响，同一主族元素均有一定的特殊性，首尾两种元素更明显。碱金属中锂(Li)的单质和化合物的性质与镁(Mg)的单质和化合物相似，而与其他碱金属不同，如Li与水较难反应，产物LiOH微溶等。卤素中氟的化学性质具有特殊性，如氟无正价，F2与水反应的化学方程式为2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑(其他卤素均可表示为X2＋H2O＝HX＋HXO)，HF是弱酸(其他HX均为强酸且从上到下HX的酸性逐渐增强)。

典例导析

知识点1：金属性与非金属性强弱的判断

例1

X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素，下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是(

)

A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多

B．Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定

C．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来

D．X在暗处可与H2反应，Y在加热条件下才能与H2反应

解析

X原子比Y原子的电子层数多，X在Y的下方，则非金属性X比Y弱，A项不正确；元素氢化物越稳定，其非金属性越强，B项不正确；Y能置换NaX中的X，则非金属性X比Y弱，C项不正确；单质与H2化合越容易，其非金属性越强，D项正确。

答案

D

跟踪练习2

下列关于碱金属的原子结构和性质的叙述中不正确的是(

)

A．碱金属原子最外层都只有一个电子，在化学反应中容易失去

B．碱金属都是强还原剂

C．碱金属都能在O2中燃烧生成过氧化物

D．碱金属都能与水反应生成碱

解析碱金属元素的原子和单质，在结构和性质上，既有相似性又有差异性。如锂单质在O2中燃烧只生成Li2O，无过氧化物生成。

答案

C

第3课时核素自学导引

一、原子的组成原子核内质子数和中子数之和称为质量数。符号中，A表示X原子的质量数；Z表示X原子的质子数，即核电荷数；m表示1个是由m个X原子构成的；n表示离子所带电荷的正(或负)和数值，n＞0表示阳离子，n＜0表示阴离子，n＝0表示中性。

思考题1

是否所有的原子中都含有中子？

答案

不是，如中就没有中子。

二、元素、核素和同位素

1．元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。

2．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。

3．同位素

(1)概念：具有相同的质子数和不同的中子数的同一种元素的原子互称为同位素。例如，、(或D)、(或T)都是氢的同位素。

思考题2

、H＋、H2、D2O、五种粒子中都含有氢______，其中粒子______互称为同位素。

答案

元素；和

(2)应用：

①和用于制造氢弹；

②用做相对原子质量计算的标准，用于考古学上测定文物的年代；

③用于制造原子弹和核发电；

④利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤。

三、相对原子质量

1．原子(或核素)的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，X原子的质量跟它相比所得的数值即为X的相对原子质量。

2．元素的相对原子质量：是该元素的各种核素的原子数百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。如A、B、C…为某元素的不同核素，其原子数百分比分别为a%、b%、c%…，则该元素的相对原子质量为MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…，其中MA、MB、MC…分别表示核素A、B、C…的相对原子质量。

思考题3

由形成的氢气分子有几种？有几种不同的相对分子质量？

答案6种；5种

名师解惑

一、原子和离子结构中的数量关系

1．质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)

2．原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数

3．阳离子：核电荷数＝核内质子数>核外电子数

4．阴离子：核电荷数＝核内质子数<核外电子数

二、元素、核素和同位素概念的辨析

1．元素

(1)确定元素种类的唯一标准是原子的核电荷数(即质子数)，与中子数没有任何关系。

(2)“同一类”指质子数相同的各种不同原子及相同原子的不同状态(即游离态和化合态)。

2．核素核素是确定的一种原子,这个概念有两个要素：原子核内的质子数和中子数,只有这两个要素都确定了才能称为核素。

3．同位素同位素是把质子数相同的不同核素联系在一起。大多数元素都有同位素，同一种元素的各种同位素虽然中子数和质量数各不相同，但因为它们的核电荷数相同，所以它们的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。同位素在元素周期表中占据相同的位置，同位素也因此而得名。

4．元素、核素、同位素的相互关系：

典例导析

知识点1：有关粒子的质量数、质子数、中子数和核外电子数的关系

答案

C

知识点2：有关元素、核素和同位素概念

例2

下列说法中正确的是(

)

A．质子数相同的粒子一定属于同种元素

B．质量数相同的原子一定是同一种核素

C．不同元素的核素质量数可能相同

D．镧系中15种元素在元素周期表中占同一格，所以互称为同位素

解析

A中粒子可以是原子、分子或离子，所以不正确，B中质量数相同并不一定质子数和中子数都相同，如14C和14N等，故不正确；不同元素的核素质子数不同，但质量数可能相同，如与，C正确；D中镧系15种元素质子数互不相同，不是同位素。

答案

C

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布

自学导引

一、核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层(如右图)。电子总是先从内层排起，这又叫核外电子的分层排布。其关系如下表：电子层(n)1234567符号KLMNOPQ离核远近由近到远能量高低由低到高

二、1～20号元素原子核外电子排布

三、结构示意图

结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子数，“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数，核内质子数与核外电子数相等。在离子结构示意图中，核内质子数与核外电子数不相等。

思考题

试用结构示意图表示下列粒子：Na、S、Mg2+、Cl－。

答案、、、

名师解惑

一、核外电子的排布规律

1．核外电子总是最先排布在能量最低的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里。

2．各电子层最多容纳2n2(n代表电子层)个电子。

3．最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)。

4．次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。

[特别提醒]

以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如K原子为而不能写成，因为尽管第三层最多可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。

二、1～20号元素原子核外电子排布的特殊性

1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。

2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。

3．最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。

4．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。

5．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。

6．最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。

7．次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。

8．内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。

9．电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。

10．电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。

11．最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。

12．最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。

典例导析

知识点1：电子排布规律的应用

例1

某原子核外的M电子层和L电子层的电子数的关系是(

)

A．大于 B．小于C．等于 D．不能确定

解析当M层为最外层时，电子数最多不超过8个；当M层不是最外层时，电子数最多不超过18个。L层电子数一定为8个，所以它们实际容纳的电子数的大小关系不能确定。

答案

D

跟踪练习1

某元素的原子核外有3个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则该元素的符号是______，原子结构示意图是________。

答案

Mg；

知识点2：粒子结构示意图的书写

例2

下列粒子的结构示意图是否正确？不正确的请指出错因，并改正。

答案

①不正确;K层最多排2个电子,应改为。

②不正确；圆圈内应为核电荷数，不能写元素符号，应改为。

③不正确；Na＋为Na原子失去最外层的1个电子而得到的粒子，应改为。

④不正确；K层最多排2个电子，L层最多排8个电子，应改为。

⑤不正确；Cl－的核电荷数为17，应改为。

⑥不正确；最外层最多排8个电子，应改为。

⑦不正确；圆圈内“＋20”的“＋”不能省略。

⑧不正确；次外层最多排18个电子，应改为。

知识点3：1～20号元素核外电子排布的特点

例3

现有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子L层的电子数为X原子L层电子数的2倍，则X和Y分别是(

)

A．硅原子和钠原子 B．硼原子和氦原子

C．氯原子和碳原子 D．碳原子和铝原子

解析

本题考查核外电子排布规律知识的运用。由于Y原子的M层比X原子的M层多3个电子，说明Y的M层的电子数至少为3个，那么Y的L层必为8个电子，X的L层只有4个电子，M层无电子。由此推出Y的核外电子总数为13，X的核外电子总数为6。所以X、Y的核电荷数依次为6和13，应选D。

答案

D

自学导引第2课时元素周期律

一、核外电子排布、原子半径和元素常见化合价的变化规律

1．元素原子核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(第一周期从1增至2)。

2．元素原子半径的周期性变化稀有气体除外，电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，且呈现周期性变化。

3．元素主要化合价的周期性变化电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，元素的最高正价从＋1递变到＋7，中部元素开始有负价，并从－4递变到－1(注意：氧、氟无正价)。

二、第三周期元素金属性、非金属性变化规律的实验探究

1．钠、镁、铝的金属性比较

(1)与水或酸的反应

①2Na＋2H2O(冷水)＝2NaOH＋H2↑，反应剧烈，不需要加热。

②Mg＋2H2O(沸水)Mg(OH)2＋H2↑，冷水反应缓慢，加热至沸腾反应迅速。

③Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑，反应剧烈。

④2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑，反应较剧烈。

(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

NaOH：使酚酞变红色，属强碱

Mg(OH)2：使酚酞变浅红色，属中强碱

Al(OH)3：不能使酚酞变红色，属两性氢氧化物

(3)实验结论

Na、Mg、Al三种元素的金属性逐渐减弱。

2．硅、磷、硫、氯的非金属性比较

(1)与H2反应的难易SiPSCl氢化物SiH4PH3H2SHCl生成条件高温磷蒸气与H2反应加热光照或点燃下剧烈反应与H2反应逐渐变易

(2)最高价氧化物对应水化物的酸性

思考题

设计实验说明H2SO4的酸性比H2SiO3的酸性强。

答案

将硫酸滴加到Na2SiO3

溶液中，有白色沉淀生成，说明H2SO4的酸性比H2SiO3

的酸性强。H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4弱酸中强酸强酸最强酸最高价含氧酸的酸性逐渐增强

(3)结论

Si、P、S、Cl四种元素的非金属性逐渐增强。

3．第三周期元素的金属性和非金属性变化规律Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

名师解惑

一、粒子半径大小的比较规律

1．同种元素的阳离子半径小于相应的原子半径，如：r(Na＋)<r(Na)，r(Mg2＋)<r(Mg)。

2．同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径，如：r(Cl－)>r(Cl)，r(S2－)>r(S)。

3．同周期从左往右原子半径逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。

4．同主族从上到下原子半径逐渐增大，相同价态的离子半径逐渐增大,如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs),r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。

5．具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，半径越小，如与Ne原子电子层结构相同的离子半径：r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。

[特别提醒]稀有气体元素的原子半径因测量方式不同，不参与比较。

二、元素周期律及其本质元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。元素性质(包括金属性、非金属性、化合价)和原子半径的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，元素原子的化学性质主要由最外层电子数决定，同时也受原子半径的影响，也就是说，由于原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。

典例导析

知识点1：粒子半径大小的比较

例1

下列化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比最小的是(

)

A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF

解析

题目中的碱金属离子Li＋的半径是最小的，Cs＋的半径是最大的；4种卤素阴离子中F－的半径是最小的，I－的半径是最大的。显然，阴离子与阳离子半径之比最小的应是CsF。

答案

D

跟踪练习1

下列粒子半径大小的比较中正确的是(

)

A．r(S2－)＞r(O2－)＞r(O)

B．r(Al)＞r(Mg)＞r(Na)

C．r(Na＋)＞r(O2－)＞r(F－)D．r(Na)＞r(Na＋)＞r(Cl－)

答案

A

知识点2：对元素周期律及其本质的理解

例2

下列说法中正确的是(

)

A．原子半径越小，其原子序数越大

B．最外层电子数少的原子一定比最外层电子数多的原子易失电子

C．元素原子的金属性、非金属性的强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况

D．元素的化合价越高，其金属性越强

解析

A项，随着原子序数的递增，原子半径由大到小呈周期性变化，不要只考虑由大到小，还要理解“周期性”三个字的含义。B项考虑太片面，要从原子核外电子排布的整体考虑，即从电子层数和最外层电子数两方面考虑，如Ca的最外层电子数比Na多，但Ca比Na易失电子。C项正确。D项，化合价是元素原子在发生化学反应时所表现出的性质，取决于原子的核外电子排布，对主族元素而言，化合价越高，表明原子的最外层电子数越多，非金属性可能越强。

答案

C

自学导引第3课时元素周期表和元素周期律的应用

一、元素的金属性和非金属性的递变情况

图表中虚线表示金属元素和非金属元素的分界线，其左下角区域为金属元素，右上角区域为非金属元素。

思考题1

元素周期表中除放射性元素外，什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？

答案Cs；F

二、元素常见化合价与元素在周期表中位置的关系

1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝主族序数。

2．非金属主族元素化合价一般规律：

(1)最低负价＝族序数－8

(2)最高正价＋|最低负价|＝8

思考题2

氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7?

答案

不是，氢元素的最低负价应为1－2＝－1。

三、元素周期表与元素周期律的关系元素周期表是元素周期律的具体表现形式，即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。

四、元素周期表和周期律的应用

1．便于对元素性质进行系统研究。

2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。

3.在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料。

4．农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表右上角区域。

5．在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

6．在周期表一定区域内寻找元素,发现物质的新用途。

思考题3

钫(Fr)是碱金属元素中原子序数最大的元素，根据它在周期表中的位置预言其性质。(写出两点即可)

答案

①在已知元素中具有最大的原子半径；②氧化物对应的水化物是极强的碱(其他合理答案均正确)。

名师解惑

一、元素周期表中同周期、同主族元素原子结构和元素性质的递变规律周期表中位置同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数依次增大逐渐增大电子层数相同依次增多最外层电子数依次增多相同原子半径依次减小(稀有气体除外)依次增大性质主要化合价最高正价由＋1→＋7负价由－4→－1最高正价、负价相同最高正价＝主族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸、碱性碱性减弱酸性增强碱性增强酸性减弱气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱原子得失电子能力失电子：大→小得电子：小→大得电子：大→小失电子：小→大

[特别提醒]

以上变化规律中，不包括稀有气体元素。

二、元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系

三、1～20号元素中某些元素的特性

1．与水反应最剧烈的非金属单质是F2，即非金属性最强的元素是F元素；所形成的气态氢化物最稳定的是HF。

2．与水反应最剧烈的金属单质是K；原子半径最大的主族元素是K元素。

3．自然界中硬度最大的单质是含C元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是C元素。

4．常温下有颜色的气体单质是F2

、Cl2。

5．原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。

6．最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是Cl元素。

7．密度最小的金属单质是Li。

8．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是Al元素；地壳中含量最高的金属元素是Al元素。

9．地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si元素。

典例导析

知识点1：元素化合价与化学式的考查

例1如图为元素周期表中短周期的一部分，其中b元素原子的最外层电子数为电子层数的两倍，则下列叙述中正确的是(

)

A．b的元素符号为C

B．a元素的最高正化合价为＋6

C．c元素的最高正化合价为＋5

D．b元素的气态氢化物的化学式为H2S

解析

b元素原子的最外层电子数为电子层数的两倍，则b可能为He、C或S,由b元素在短周期中的位置()可知，b只能为S，故a为O，c为Cl。

答案

D

知识点2：应用元素周期表和周期律比较和推断物质的性质

例2超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114号的元素的稳定同位素208X。请根据原子结构理论和元素周期律预测：

(1)它在周期表的哪一周期哪一族？是金属还是非金属？

(2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式。

解析根据元素周期表的结构中，各周期内包含的元素的种数以及同周期元素的排列，需先用递减法确定114号元素在周期表中的位置，然后再确定是金属还是非金属。

114－2－8－8－18－18－32＝28(注：6个减数依次是第一周期至第六周期中包含的元素的总数；递减法最终要求有个余数，该余数可以看做依次排列在第七周期中的第28种元素)，依据第七周期排满为32种元素来推，该元素在第七周期，从左边开始，排列为第28种元素，即第ⅣA族，而该族的第六周期为铅元素，是金属，则该元素也为金属。然后，再依据同主族元素原子的结构和性质的递变规律可知，它的最高价为＋4价，还有常见＋2价化合物，所以可确定它的最高价氧化物及其水化物的化学式为XO2、X(OH)4。

答案

(1)第七周期ⅣA族；金属

(2)XO2；X(OH)4

知识点3：应用元素周期表和周期律寻找新物质

例3

制冷剂是一种易压缩、易液化的气体，液化后在冷冻机管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷的目的。历史上，人们曾采用过乙醚、氨、氯甲烷等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃，效果并不理想。于是，不断有科学家根据元素及其化合物的递变规律来开发新的制浼痢Ｇ胙刈趴蒲Ъ业奶剿鞴旒；卮鹣铝形侍猓

(1)科学家们首先研究了某些化合物的易燃性和毒性的变化趋势。(以下填写化学式)

①氢化物的可燃性。第二周期：______>______>H2O>HF；第三周期：______>______>______>______。

②化合物的毒性。ⅤA族：PH3＞NH3；ⅥA族：H2S______H2O(填“＞”或“＜”，下同)，CS2______CO2；ⅦA族：CCl4＞CF4。

(2)尽管这种制冷剂因会破坏大气中的臭氧层造成环境污染而逐渐被其他制冷剂所取代，但求助于元素周期表中元素及其化合物的__________(填选项编号)变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法还是值得借鉴的。

①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色

解析

(1)①同周期元素气态氢化物的可燃性从左向右逐渐减弱。

②由“毒性：PH3＞NH3，CCl4＞CF4”可知，同主族元素的化合物的毒性从上到下逐渐增强。

(2)制冷剂必须是易液化、低毒或无毒、可燃性差或不燃烧的物质。由题目可以看出，科学家在寻找制冷剂的过程中，需要考虑物质可燃性、毒性和沸点的递变规律。

答案

(1)①CH4；NH3；SiH4；PH3；H2S；HCl

②＞；＞

(2)①②③

自学导引第三节化学键第1课时离子键一、金属钠与氯气反应的实验

实验步骤：(1)取一块绿豆大的金属钠(切去氧化层)。

(2)用滤纸吸净煤油，放在石棉网上，用酒精灯微热，钠熔成球状。

(3)将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方。思考题1

若加热时间过长再扣上集气瓶，则反应所得产物中除含有氯化钠外，还会含有什么物质？

答案

有Na2O2。现象剧烈燃烧，黄色火焰，产生白烟化学方程式2Na＋Cl22NaCl

二、氯化钠的形成过程

三、离子键的形成、定义及存在

1．形成形成离子键要求参加反应的原子双方，一方容易失去电子，而另一方容易得到电子，电子由容易失去电子的一方转移到容易得到电子的一方，形成阳、阴离子，再通过静电作用结合在一起。

2．定义带相反电荷离子之间的相互作用。

3．存在由离子键构成的化合物叫做离子化合物，如MgCl2、ZnSO4、NaOH等。通常，活泼金属与活泼非金属形成离子化合物。

四、电子式在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。

思考题2

写出下列元素原子的电子式：Al、C、N、O、F。

答案

名师解惑

一、离子键

1．成键的粒子：阴、阳离子。

2．成键的性质：静电作用。

[特别提醒]“静电作用”既包括阴、阳离子间的静电吸引力，又包括原子核与原子核以及电子与电子之间的静电排斥力。

3．成键的条件

4．成键的原因

(1)原子相互得失电子形成稳定的阴、阳离子。

(2)粒子间吸引与排斥处于平衡状态。

(3)体系的总能量降低。

5．存在范围离子键存在于强碱、大多数盐及部分金属氧化物中。中学阶段常见物质中，大多数含金属元素和NH4＋的化合物都属于离子化合物。

[特别提醒]

①金属元素与非金属元素形成的化合物不一定都是离子化合物，例如AlCl3。

②由非金属元素形成的化合物也可能含离子键，形成离子化合物，例如NH4Cl。

二、电子式

1．原子的电子式书写原子的电子式时，一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右4个位置上，每个位置不得超过2个电子，书写时电子要尽量分散在4个位置上。例如：

2．离子的电子式书写离子的电子式时，简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，只写其元素符号，并在右上角注明所带电荷数即可，如Na＋、Mg2＋等；书写简单阴离子时，要在元素符号周围标出最外层电子，用“[

]”括起来，并在右上角注明所带电荷数，如等。

[特别提醒]对复杂阳离子,要用到“[

]”,如NH4＋的电子式为

3．离子化合物的电子式书写离子化合物的电子式时，将构成该化合物的阴、阳离子按一定比例和顺序写出即可。阴、阳离子个数比不是1∶1时，要注意每一个离子都应与带相反电荷的离子直接相邻，相同离子不能合并；还要注意书写时的对称。如：CaCl2的电子式应写成而不能简写成Ca2＋也不能写成Ca2＋

4．用电子式表示离子化合物的形成过程例如氯化镁的形成：在左边写出镁原子、氯原子的电子式，右边写出离子化合物氯化镁的电子式，中间用“―→”，而不用“＝”连接。如：

典例导析

知识点1：离子键的形成及概念

例1

下列叙述中正确的是(

)

A．元素周期表第一周期内的元素之间可形成离子键

B．元素周期表ⅠA族元素和ⅦA族元素之间一定形成离子键

C．离子化合物中一定含有阴离子和阳离子

D．离子化合物中一定含有金属元素

解析元素周期表第一周期内的元素是氢(非金属)和氦(性质特别稳定)，它们不可能形成离子键；元素周期表ⅠA族内有非金属元素氢，氢和ⅦA族的卤素之间形成的不是离子键；离子化合物中一定含有阴离子和阳离子，但不一定含有金属元素，如NH4Cl是离子化合物，但其不含金属元素。

答案

C

知识点2：电子式的书写

例2

判断下列用电子式表示的化合物的形成过程，正确的在后面括号中填“√”，错误的在后面括号中填“×”。解析此题考查了电子式的书写。用电子式表示化合物的形成过程时，首先要判断生成的化合物是离子化合物还是共价化合物。共价化合物中共用电子对的表述要正确，离子化合物中阴、阳离子的表述要正确。

(1)错误。①将“―→”写成了“＝”；②阴离子(Cl－)的电子式未加[

]表示。正确写法是

。

(2)错误。不能将两个氟离子合在一起写。正确写法是。(3)错误。用电子式表示化合物(或单质)的形成过程时，反应物中要写原子的电子式，不能写分子的电子式。正确写法是

自学导引第2课时共价键

一、共价键的形成和概念

1．形成当参加反应的原子得失电子能力差别较小时，一般无法形成离子键。如氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子的稳定结构，就需要获得1个电子，但氯原子间不会发生电子得失，如果2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，则2个氯原子就都形成了8电子稳定结构。

2．概念像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键；而像HCl这样，通过共用电子对作用形成的化合物叫做共价化合物。

二、共价键的表示方法

1．电子式用电子式表示共价化合物时，不需要加“[

]”和标电荷.如:Cl2的电子式为________HCl的电子式为______N2的电子式为_________CO2的电子式为______________

思考题1

写出下列物质的电子式并判断其中存在的化学键：NH3、NaOH、NH4Cl。

答案NH3：，只存在共价键；

NaOH：，存在离子键和共价键；

NH4Cl：,存在离子键和共价键。

2．结构式在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。如：化学式结构式化学式结构式N2N≡NCH4NH3CO2O＝C＝OHClH—ClH2OH—O—H

三、极性键和非极性键

思考题2

共价键中元素化合价怎样体现？

答案

形成非极性键的原子间共用电子对不偏移，不会产生化合价的升降；而形成极性键的过程中，电子对偏离的元素化合价升高，电子对偏向的元素化合价降低。非极性键极性键定义同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同

四、化学键及化学反应的实质

1．化学键

(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。

(2)分类：化学键

2．化学反应的实质化学反应是反应物中的原子重新组合为产物的一个过程。在这个过程中，包含着反应物内化学键的断裂和产物中化学键的形成。

思考题3

有化学键断裂的过程一定是化学变化吗？

答案

不一定,必须还要有化学键的形成。如金刚石的熔化,中间有化学键的断裂,而无化学键的形成,不是化学变化。

五、分子间作用力和氢键

1．分子间作用力分子间存在的一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔、沸点等有影响。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力