第四章 物质结构元素周期律 挖空诵读-2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学单元学案以“物质结构与元素周期律”为核心，围绕原子构成、核外电子排布、元素周期表及周期律、化学键等关键概念，设计“基础认知-规律探究-应用拓展”的递进式学习任务，通过挖空填空、表格对比等形式构建连贯的知识体系。 亮点在于融合化学观念与科学思维，通过“元素、核素、同位素比较表”“碱金属与卤族元素性质递变分析”等任务，引导学生从微观结构推导宏观性质，结合同位素应用案例培养知识迁移能力。学案为教师提供系统复习框架，助力学生形成“结构决定性质”的认知模型，提升单元复习效率。

第四章挖空填空 原子的构成 构成原子的微粒间的两个关系 ①质量数(A)＝ (Z)＋ (N) ② ＝核电荷数＝ ＝原子序数 ，如过氧根离子：O 二、原子核外电子排布 分层排布的原则 表示方法：原子结构示意图 (1)能量规律：电子总是尽可能先从内层(能量最低)排起，当一层充满后再填充下一层，即按K (能量逐渐升高) (2)数量规律 ①每层最多容纳的电子数为 个 ②最外层不超过 个(K层为最外层时不超过 个) ③次外层不超过 个，倒数第三层不超过 个 ④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值 三、元素、核素、同位素、同素异形体的比较 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 数(核电荷数)相同的一类原子 数、 数都一定的原子 同种元素的不同的核素之间的相互称谓 同种 形成的不同单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同，因质量数不同，物理性质不同 组成元素相同，性质不同 举例 O、O、O2－都属氧元素 H、H、H、K、Ca属于5种不同核素 U、U、U互为同位素 O2和O3 (4)同位素的应用：同位素分为天然同位素和人造同位素 ①核能： 和 是制造氢弹的原料； 用于制造原子弹、核发电②考古：根据 遗留数量的多少可以推断生物体的存在年代③医疗：利用 性同位素释放的射线治疗癌症和肿瘤等 元素周期表 一、元素周期表的结构 (1)周期②数目：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期 ③特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数 (2)族②数目：元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一族，共有16个族 ③特点：主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数 ④分类：现在常用的元素周期表有 个纵行，它们被划分为 个族，包括 个主族， 个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。详细情况见下图： ②镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素 ③锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素 (3)同周期相邻主族元素的原子序数差的关系 ①同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期数 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期 差值 1 11 25 (4)同主族元素的原子序数差的关系 ①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA族、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素的种数。如：钠和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) ②位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA族～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素的种数。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) 三、常见的等电子微粒 1．常见的“10电子”粒子 2．常见的“18电子”粒子 碱金属元素的结构和性质 (1)钠、钾与氧气反应：①Li与O2反应：4Li＋O22Li2O (Li与氧气不管常温还是加热都只能生成Li2O) ②Na与O2反应：4Na＋O2===2Na2O (常温) 2Na＋O2Na2O2 ③K与O2反应：4K＋O2===2K2O (常温) 2K＋O2K2O2 K＋O2KO2 (超氧化钾) (2)碱金属与水反应：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑ (3)碱金属与卤素单质的反应：2R＋X22RX (4)碱金属与氢气反应(Na、K、Rb、Cs与氢气反应，都生成RH)：2R＋H22RH (5)碱金属与硫反应：2R＋SR2S (6)与常见盐溶液反应的离子方程式：碱金属与盐溶液反应，都是先与水反应，若符合复分解反应发生的条件，则生成的氢氧化物继续同盐发生复分解反应。碱金属均不能在水溶液中置换另外的金属单质 2R＋2H2O＋CuSO4===R2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑；6R＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3R2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑ 2R＋2NH4Cl===2RCl＋2NH3↑＋H2↑ 三、碱金属中的一般和特殊之处 1．Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的 中或密封于石蜡 2．碱金属中，从LiCs，密度呈增大的趋势，但ρ(K)＜p(Na) 8．合金一般为固态，而Na－K合金为液态，可做原子反应堆的导热剂 卤族元素的结构和性质 二、卤素单质的性质 (1)相似性：都有颜色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂 (2)递变性：从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐 ，密度逐渐 ，在水中的溶解度逐渐减小 【微点拨】①Cl2、Br2、I2在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶有剂(汽油、苯、四氯化碳、酒精)中 ②溶液的颜色与溶液的浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如：饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色 单质颜色和状态 水 CCl4 汽油(苯) Cl2 黄绿色气体 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 深红棕色液体 橙色 橙红色 橙红色 I2 紫黑色固体 棕黄色 紫红色 紫红色 (3)卤素单质与金属反应：F2和所有金属都能反应；Cl2和绝大多数金属反应；Br2和较活泼金属反应；I2只和活泼金属反应2Na＋X22NaX (X＝F、Cl、Br、I) 2Fe＋3Br22FeBr3 Fe＋I2===FeI2 (碘水生烟) (4)卤素单质与水反应：X2＋H2OHX＋HXO (X为Cl、Br、I) 2F2＋2H2O===4HF＋O2 (5)卤素单质与碱反应：2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O (X＝Cl、Br、I) (6)卤素单质与Fe2+、SO2、Na2SO3、Na2S等还原性物质反应 ①与Fe2+反应：2Fe2＋＋Cl2===2Cl－＋2Fe3＋ 2Fe2＋＋Br2===2Br－＋2Fe3＋ I2不能与Fe2+反应 (但I－与Fe3＋可以反应：2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋) ②与SO2、Na2SO3反应： SO2＋X2＋2H2O===2HX＋H2SO4 (X＝Cl、Br、I) SO＋X2＋H2O===SO＋2X－＋2H＋ (X＝Cl、Br、I)③与Na2S反应：X2＋S2－===2X－＋S↓ (X＝Cl、Br、I) 元素周期律之元素性质的周期性变化规律 (3)原子结构与元素性质的周期性变化规律 项目 同周期 (从左至右) 同主族 (从上至下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层结构 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性质 　化合价 最高正价 ＋1＋7(O、F除外) 相同 最高正化合价＝主族序数 负价 非金属元素负价由－4－１ 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 元素的金属性 逐渐减弱 逐渐增强 元素的非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 金属单质与水或非氧化性酸置换出H2的难易程度 易难 难易 最高价氧化物的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱 碱性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属气态氢化物 形成的难易程度 难易 易难 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 二、微粒半径大小的比较方法及规律 ①“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大 ②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 ③“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 2．元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子(价电子)数＝8－|最低负价| (其中，F无正价，O无最高正价) 3．元素周期表中的重要规律 (1)“三角形”规律 所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所示，处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律 应用 原子序数C＞B＞A；原子半径C＞A＞B。 A、B、C若为非金属元素，则非金属性B＞A＞C；单质的氧化性B＞A＞C；阴离子的还原性Cn－8＞An－8＞Bn－7(设A为n族，则B为n＋1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7－nB＞H8－nA＞H8－nC。A、B、C若为金属，则其失电子能力C＞A＞B；单质的还原性C＞A＞B；阳离子的氧化性B(n＋1)＋＞An＋＞Cn＋；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n＞A(OH)n＞B(OH)n＋1 (2)“对角线”规律 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等 应用 根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质 (3)“相似”规律 ①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同 离子键和共价键 4．离子键和共价键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 带相反电荷离子之间的相互作用 原子间通过共用电子对而形成的化学键 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不发生偏移 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子 形成条件 活泼金属和活泼非金属(铵盐除外) 同种非金属元素的原子 不同种非金属元素的原子 存在 离子化合物 非金属单质；某些化合物，如Na2O2 共价化合物，如CO2；某些离子化合物，如NaOH 四、离子化合物与共价化合物的比较 1．概念对比 离子化合物 共价化合物 概念 由离子键构成的化合物 只含有共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键类型 离子键或离子键与共价键 共价键 构成元素 一般为活泼金属元素与活泼非金属元素 一般为不同种非金属元素 达到稳定结构的途径 通过电子得失达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 特点 较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电 一般熔点、沸点较低，常温下为气体或液体，易挥发 常见类别 ①大多数盐类，如：NaCl、Na2SO4 ②强碱，如：NaOH ③金属氧化物，如：Na2O、Na2O2 ①非金属氢化物，如：NH3、H2S ②非金属氧化物，如：CO、CO2 ③酸，如：H2SO4、HNO3 ④大多数有机化合物，如：CH4 ⑤极少数盐，如：AlCl3、BeCl2 【微点拨】 (8)离子键强弱的判断：离子键的强弱决定于相互作用的阴、阳离子所带的电荷数的多少和其离子核间的距离(即阴、阳离子半径之和)大小。阴、阳离子电荷数越多，半径越小，形成的离子键就越强，形成的化合物的熔沸点就越高，晶体的硬度则越大。如：CaO＜MgO，MgO＜Al2O3 (5)离子化合物的特点：较高的熔沸点，硬度，通常呈固态，熔融状态或水溶液中可导电 【微点拨】 ①离子化合物中一定含有离子键；含有离子键的物质一定是离子化合物 ②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、NH4NO3等 ③含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如：AlCl3 ④离子化合物的化学式，不表示分子式，只表示阴、阳离子的最简单整数比 ①含有共价键的分子不一定是共价化合物，如：H2、O2等单质 ②含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如：NaOH、Na2O2 ③离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键 ( 1 ) 学科网（北京）股份有限公司 $