高中化学人教版第一章物质结构元素周期律【省一等奖】

（039）§1物质结构元素周期律【教学目标】理解原子的组成及同位素的概念，掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系；以1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律；理解离子键、共价键的含义，了解键的极性；掌握元素周期律的实质及元素周期表的结构；以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅡA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。【知识框架】一、物质结构基本概念质子（Z个）原子核1．原子的结构中子（A-Z个）核外电子（Z个）2．粒子间的关系：（1）质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量（2）原子的核外电子数=质子数=核电荷数（3）阳离子的核外电子数=质子数-电荷数（4）阴离子的核外电子数=质子数+电荷数二、主族元素性质的变化规律1．同周期主族元素性质递变规律主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA化合价+1+2+3+4-4+5-3+6(O除外)-2+7(F除外)-1原子半径大 小 小单质的还原性与氧化性单质的还原性减弱、氧化性增强金属性与非金属性金属性减弱，非金属性增强最高正价氧化物R2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7气态氢化物及稳定性RH4RH3H2RHR稳定性增大最高价氧化物对应水化物酸碱性碱性减弱，酸性增强2．同族元素性质的递变规律周期性质递变规律1234567原子半径逐渐增大金属性增强，非金属性减弱单单质质还氧原化性性增减强弱气态氢化物稳定性减弱最高价氧化物对应水化物碱性增强酸性减弱阳离子氧化性减弱阴离子还原性增强三、元素周期表结构1．元素周期表结构的记忆方法横行叫周期周期只有七四三分长短第七不完全表中十八竖共有十六族七主零七副三列是Ⅷ族二三分主副中间是过渡镧锕各十五均属ⅢB族2．同主族元素原子序数的确定对于周期表中ⅠA族、ⅡA族的元素，上下周期原子序数之差等于上一周期所包含元素的种类数；对于从ⅢA族→零族的元素，上下周期原子序数之差等于下一周期所包含元素的种类数。（左加上、右加下）从第一周期至第六周期所含元素种类数分别为2、8、8、18、18、32。如已知K为19号元素，则Rb的原子序数为19+18=37（18为K所在的第四周期的元素种类数）；再如I为53号元素，则At的原子序数为53+32=85（32为At所在的第六周期的元素种类数）。3．同周期元素原子序数的确定对于同周期元素，其原子序数必须根据该周期中元素的种类及所在族的位置而定。例如：某ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期ⅢA族元素的原子序数可以为x+1(第二、三周期)、x+1+10（第四、五周期）、x+1+10+14（第六周期）。（1、11、25规则）4．由原子序数确定元素位置的规律记住稀有气体元素的原子序数（He～Rn：2、10、18、36、54、86）是确定主族元素在元素周期表中位置的关键。（1）若比相应的稀有气体元素多1个或2个电子，则应处在下周期的ⅠA族或ⅡA族。（2）若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的ⅦA～ⅢA族。四、元素周期表中位、构、性三者关系1．原子结构与元素周期表关系的规律：（1）电子层数=周期序数（2）最外层电子数=主族序数=最高正价数=价电子数（3）负价绝对值=8-主族序数2．常见原子结构的特殊性（1）族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。族序数等于周期数2倍的元素：C、S。族序数等于周期数3倍的元素：O。（2）周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。周期数的族序数3倍的元素：Na、Ba。（3）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。（4）除H外，原子半径最小的元素：F。（5）只表现负价的元素是F和O3．原子半径、离子半径大小比较规律（1）原子半径：主族元素同一周期原子半径从左到右依次减小（除稀有气体外），同一主族原子半径从上到下依次增大。（2）离子半径：①同主族元素形成的离子：从上到下半径依次增大②核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小。（数大径小）（3）质子数相同的简单微粒半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。如：Fe3+<Fe2+<Fe；Cl<Cl-；H+<H<H-。4．元素金属性和非金属性强弱的判断依据（1）金属性强弱的判断依据①与水或酸反应置换氢的难易。②最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。③单质的还原性强弱。④对应离子的氧化性强弱。⑤相互置换反应。（2）非金属性强弱的判断依据①与氢气化合的难易及氢化物的稳定性。②最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。③相互置换反应。④单质的氧化性强弱。⑤简单阴离子的还原性强弱。5．常见某些元素的特性（1）与水反应的最激烈的非金属元素是氟；（2）与水反应的最激烈的金属元素是铯；（3）单质硬度最大的元素是碳；（4）常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气；（5）稀有气体元素中原子半径最大的是氡；（6）原子半径最小（大）的元素是氢（铯）（稀有气体除外）；（7）所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟；（8）正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳；（9）最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯；（10）所形成的化合物种类最多的是碳；（11）原子序数、电子层数、未成对电子数三者均相等的是氢（12）只有负价并无正价的是氟；（13）最轻的金属是锂；最轻的气体是氢气；（14）常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。（15）同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢；（16）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝；（17）空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮；（18）地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧；（19）地壳中含量最多的金属元素是铝；（20）最活泼的非金属元素，或无正价的元素，或无含氧酸的非金属元素，或无氧酸（气态氢化物）可以腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素，或阴离子的还原性最弱的元素是氟；（21）最易着火的非金属元素的单质，其元素是磷；（22）常温下单质呈液态的非金属元素是溴，金属元素是汞；（23）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素是氮；能起氧化还原反应的元素：S。（24）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂、钠、氟；（25）常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫。（26）氢化物分子间能形成氢键的元素：F、O、N。五、等电子粒子1．核外有10个电子的粒子：①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-2．核外有18个电子的粒子：①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、H2O2、F2、N2H4、CH3OH等②阳离子：K+、Ca2+等。③阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS-、O22-等。3．核外有14个电子的粒子：Si、N2、CO等。4．核外有16个电子的粒子：S、O2等。六、8电子结构的分析判断1．氢原子和铍原子一定不能满足最外层8电子结构。2．对于不含氢元素的ABn型化合物，当元素化合价的绝对值与其原子最外层电子数之和为8时，此原子最外层满足8电子结构。如CO2分子中，C、O的化合价绝对值分别为4、2，与其最外层电子数之和均为8，故CO2分子中C、O原子最外层均为8个电子。又如NO2分子中的N原子、BF3中的B原子等均不满足8电子结构。七、化学键与物质类型的关系1．化学键破坏时，不一定发生化学变化。如：氯化钠的熔化。但发生化学变化时，一定有旧化学键的破坏和新化学键的形成。2．共价键可存在于一些单质分子、共价化合物和离子化合物中。3．共价化合物中只有共价键，离子化合物中一定含有离子键。4．双原子单质分子中的化学键均为非极性键，共价化合物中可存在非极性键，离子化合物中也可存在极性键或非极性键。如H2O2Na2O25．非金属元素的原子间可形成离子化合物，如铵盐NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3八、化学键的表示方法1．电子式（1）阴离子和复杂阳离子（如NH4+、H3O+）要加括号，并注明所带电荷数。（2）重要物质的电子式要熟练掌握。(N2,HCl,H2O,H2O2,NH3,CH4,CCl4,CO2,Na2O2,NaOH,KCl,NH4Cl,MgCl2,Na2S等)2．结构式3．用电子式表示化学键的形成过程。左原子的电子式中间：→右物质的电子式【自主检测】1．下列变化的比较,不正确的是（）A．酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3B．原子半径大小：Na>S>OC．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOHD．还原性强弱：F->Cl->I-2．已知铍的原子序数为４。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（）A．铍的原子半径大于硼的原子半径B．氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是８C．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D．单质铍跟冷水反应产生氢气3．R原子的核内质子数为m，中子数为ｎ，则下列叙述错误的是（）A．这种元素的相对原子质量为ｍ＋ｎB．不能由此确定该元素的相对原子质量C