第四章 物质结构元素周期律 复习(1) 课件 2023-2024学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

议课时间： 第18周周四 授课时间：第20周 章末复习 第四章 物质结构 元素周期表 主备人：欧婷婷 1 复习目标 1.了解原子的构成、元素原子核外电子排布规律和元素性质的关系； 2.了解元素、核素和同位素的含义； 3.了解元素周期表的结构，掌握元素周期律的实质,掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 4.了解元素周期表和元素周期律的应用 5.了解离子键的定义和离子键的形成。了解离子化合物的概念，掌握常见离子化合物及离子电子式的书写。 6.了解共价键的定义和共价键的形成。了解共价化合物的概念，掌握常见共价化合物及分子电子式的书写。 7.了解分子间作用力和氢键及其对物质性质的影响。 原子结构 突破重、难点知识 【知识点1】原子结构 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 中性原子：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 离子：核外电子数＝核内质子数－电荷 突破重、难点知识 【例1】 【例2】 B A 突破重、难点知识 【知识点2】核外电子排布 核外电子排布的规律 （1）各电子层最多容纳 个电子； （2）最外层电子数不超过____个 (K层为最外层时不超过____个)； （3）次外层电子数不超过____个；倒数第三层电子数不超过____个 （4）核外电子总是尽先排布在能量 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 的电子层。 2n2 8 2 18 32 较低 较高 1～18号元素的原子结构示意图 突破重、难点知识 【例3】 已知某离子的结构示意图为 ，下列说法正确的是( ) A．该元素位于第二周期ⅡA族 B．该元素位于第二周期Ⅶ族 C．该元素位于第三周期ⅡA族 D．该元素位于第二周期0族 某元素X，它的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X在周期表中位于（　 ） A.第二周期 B.第三周期 C.ⅣA族 D.ⅥA族 AC 【例4】 C 元素周期表和元素周期律 突破重、难点知识 【知识点3】元素周期表 编排 横行：周期 纵族：列 按照核电荷数（质子数）由小到大排列 周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数 短周期：1、2、3 长周期：4、5、6、7 主族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、 ⅤA、ⅥA、ⅦA 副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、 ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ 0族：稀有气体 七个周期 16个族 元素周期表 突破重、难点知识 突破重、难点知识 元素位置 （1）周期序数与电子层数的关系：周期序数=核外电子层数 （2）主族序数与最外层电子数的关系：主族序数=最外层电子数 　 ①同周期序数差规律 A.短周期元素原子序数差＝族序数差。 B.两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。 C.两元素分布在过渡元素两侧时， 第四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10； 第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。 如第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差，第四、五周期的都为11， 第六周期为25。 ②同主族元素的原子序数差的关系 A.位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数。 如钠、钾的原子序数之差为19－11＝8 (钠所在第三周期所含元素的种数)。 B.位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA～第ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。 如氯和溴的原子序数之差为35－17＝18 (溴所在第四周期所含元素的种数)。 【例5】 突破重、难点知识 观察下列A、B、C、D、E五种粒子（原子或离子）的结构示意图，回答有关问题： （1）属于阴离子结构示意图的是________（填字母编号）。 （2）性质最稳定的原子是_________（填字母编号）。 （3）元素D的单质在B2中燃烧，该产物的化学式________。 （4）在核电荷数1－18的元素内，列举一个与C原子的电子层结构相同的离子，写出离子的符号_________。 （5）写出化合物DAB在水溶液中的电离方程式_____。 A C Na2O2 F-、Na+ NaClO=Na++ClO- 突破重、难点知识 【知识点4】元素周期律 1．元素周期律： 元素的性质随着原子 的递增而呈现 变化的规律。 (1)随着原子核电荷数的递增，原子的最外层电子、电子排布呈现周期性变化。 除1、2号元素外，最外电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。 (2)随着原子核电荷数的递增，原子半径呈现周期性变化。 同周期元素，从左到右，原子半径 ，如： 核电荷数 周期性 依次减小 Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl；C＞N＞O＞F 突破重、难点知识 (3)随着原子核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化。 同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小。 元素的最高正化合价＝原子的 ； 最高正化合价与负化合价的绝对值之和＝ 。 最外层电子数(O、F除外) 8 (4)随着原子核电荷数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 同周期，从左到右元素的金属性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 。 第三周期元素： Na　Mg　Al　Si　P　S　Cl 减弱 增强 金属性：Na＞Mg＞Al 非金属性：Cl＞S＞P＞Si 突破重、难点知识 2．元素金属性与非金属性强弱比较依据 (1)元素的金属性强弱比较 ①单质与水或酸反应置换氢越容易，则该元素的金属性 。 ②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则该元素的金属性 。 (2)元素的非金属性强弱比较 ①单质与氢气越容易化合，则该元素的非金属性 。 ②气态氢化物越稳定，则该元素的非金属性 。 ③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则该元素的非金属性 。 越强 越强 越强 越强 越强 【例6】 突破重、难点知识 下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是（ ） A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合的温度，说明S的非金属性强于硅 C．Na与冷水能发生反应，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg D．石灰乳能溶于盐酸，Be(OH)2与盐酸和NaOH都能反应， 说明Ca的金属性强于Be A 【例7】 突破重、难点知识 四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X的简单离子具有相同电子层结构，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，W与Y同族，Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是(　 ) A．简单离子半径：W＜X＜Z B．W与X形成的化合物溶于水后溶液呈碱性 C．气态氢化物的热稳定性：W＜Y D．最高价氧化物的水化物的酸性：Y＞Z 　 B 化学键 突破重、难点知识 【知识点5】化学键 1．化学键：使离子相结合或原子相结合的作用力。 (1)离子键：阴阳离子之间的相互作用； 离子化合物：由离子键构成的化合物，含有离子键的化合物一定是离子化合物 离子键形成条件：活泼的金属与活泼的非金属 (2)共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 共价化合物：通过共用电子形成分子的化合物 共价键形成条件：非金属元素之间 非极性键：相同的非金属元素之间 极性键：不同的非金属元素之间 突破重、难点知识 2．离子键和共价健的判定 （1）离子化合物一定含有离子键；含有活泼金属（IA、IIA）的化合物（氧化物、碱、盐）和铵盐都是离子化合物。 （2）共价化合物一定含有共价键；非金属氧化物和氢化物、酸、绝大多数有机物等一般都是共价化合物。 （3）非金属单质（稀有气体除外）一般含有（非极性）共价键；含有离子团的离子化合物（碱、含氧酸盐、Na2O2、CaC2等）含有共价健。 3．化学反应的本质： 旧化学键断裂，新化学键形成。 （二者同时具备） 突破重、难点知识 4、电子式（适用于离子键和共价键） ①离子化合物电子式 阳离子电子式和阴离子电子式组合成离子化合物的电子式。 书写时应注意，相同的离子不能写在一起，一般对称排布。 如：MgF2的电子式为 ②共价分子电子式 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 。 ③电子式表示氯化钠形成 过程 突破重、难点知识 H—O—H O=C=O 5、结构式：在化学上，常用一根短线表示一对共用电子对 突破重、难点知识 6、分子间作用力和氢键 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_越大_，物质的熔、沸点也 越高 。 例如，熔、沸点：I2 > Br2 > Cl2 > F2 氢键：分子间存在的一种比分子间作用力 稍强 的相互作用 分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高 突破重、难点知识 【例8】 下列说法不正确的是（ ） A．凡金属元素跟非金属元素化合时都能形成离子键 B．原子间先通过得失电子变成阴阳离子后，阴阳离子间才能形成离子键 C．具有强得电子能力的原子与具有强失电子能力的原子相遇时能形成离子键 D．一般情况下，活泼金属（第Ⅰ A、Ⅱ A族金属）和活泼的非金属（第Ⅵ A、Ⅶ A族非金属）之间化合时，易形成离子键 A 突破重、难点知识 【例9】 下列各物质中，除氢原子外，每个原子最外层均达到8电子结构，则它们的结构式错误的是（ ） A．氧分子：O=O B．S2Cl2：Cl-S-S-Cl C．氢氰酸：H-C N D．光气（COCl2）：Cl-C-O-Cl D 突破重、难点知识 【例10】 用电子式表示下列化合物的形成过程 NaF： CaCl2： MgO： K2O： H2O： HCl： 作业布置 完成 第17~24期报纸 （3）元素周期表中的规律 $$