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1、如何复习物质结构、元素周期律 （1）本章节主要掌握以下内容：原子核：了解构成原子核的基本微粒；了解核素、同位素的概念：掌握天然存在的同 位素原子百分数与元素近似相对原子质量的关系：掌握原子序数、核电荷数、质子数、中 子数、质量数之间的相互关系。原子核外电子的排布：了解核外电子运动的特点；以第 1、2、3 周期元素的原子结 构为例，掌握其核外电子排布规律。元素周期律：掌握第 2、3 周期中典型金属元素和非金属元素的原子结构特点：理 解元素周期律的本质：以第 3 周期元素铝的氧化物和氢氧化物为例理解两性氧化物和两性 氢氧化物的概念：掌握以第 2、3 周期元素的金属性、非金属性、主要化合价，最高价氧
2、化 物对应水化物的酸碱性、跟氢化合的难易和气态氢化物的稳定性为例，认识元素周期律。周期表：掌掘元素周期表的结构；周期和族的概念；周期表中同主族元素性质的递 变性和相似性：周期表中同周期元素性质的递变规律：元素性质与原子结构的关系。化学键：会辨析化学键与分子间作用力：理解离子键、共价键、极性分子、非极性 分子的概念；会判断极性键与非极性键：会用电子式表示一些典型代表物(离子化合物和共 价化合物)及其形成过程。了解 H2O、NH3、HF 中的氢键。晶体：了解离子晶体、原子晶体、分子晶体。（2）复习思路重点掌握知识脉络，明确基本观点。本章内容分两部分：物质结构，元素周期律。 基本观点是物质结构决定物
3、质性质，物质的性质反映物质的结构。物质的性质由于元素原 子的核外电子排布随着原子序数的递增呈周期性变化而变化。掌握元素性质递变规律以卤族、氧族、碱金属族的知识为基础，掌握同族元素及 化合物的有关性质的递变规律。理解上述递变规律与原子结构的关系。学会比较，辨析概念。通过比较，认识两种化学键离子键和共价键的形成条件、 本质；区别两种极性键的极性和分子极性的关系；知道三种晶体一一离子晶体，原子 晶体、分子晶体的结构微粒，微粒间的相互作用和物理性质特点。自己动手，加强理解。通过学生自己画元素周期表，熟悉元素周期表的构造，知道重要元素的原子序数及在周期表中的位置。能画原子结构示意图，知道原子核外电子排
4、布能推知原子序数。从原子核外电子排布或元素在周期表里的位置能推知元素及化合物的 性质。掌握“位”、 “构”、 “性”之间的关系，掌握物质结构、元素周期律、周期表等理论，这 对元素化合物知识的学习有重要的指导作用。（3）具体知识点八粒分子、原子、原子团、离子、原子核、质子、中子，电子。七数质子数、核电荷数、原子序数、中子数、质量数、离子电荷数、电子数(电 子总数、最外层电子数、次外层电子数)。四量原子的相对原子质量、原子的近似相对原子质量、元素的相对原子质量， 元素的近似相对原子质量。两作用化学键(离子键、共价键)、分子间作用力。三晶体分子晶体、离子晶体、原子晶体。八规律原子半径的变化规律、离子
5、半径的变化规律，化合价的变化规律、得(失)电 子的变化规律、氧化性(还原性)的变化规律、金属性(非金属性)的变化规律、气态氢化物稳 定性的变化规律，最高价氧化物对应的水化物酸碱性的变化规律。（4）元素周期律复习元素周期律指元素的性质随元素原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律。元素周 期表则是元素周期律的表格表现形式。它们蕴含着丰富的化学知识，而且揭示了元素间的 内在联系和变化规律。对于复习好高中化学至关重要。从原子结构的高度上掌握周期表的结构。元素周期表的横行叫周期，从原子结构高度看，周期是有相同的电子层数，又按原子 序数递增的顺序，由左至右排列成横行的一系列元素。共有七个周期，其关系是：周
6、期序 数二电子层数元素周期表的纵行叫族，从原子结构高度看，族是核外电子构型相似，又按原子序数递增 的顺序，由上至下排列成纵行的一系列元素。共有七个主族、七个副族，一个零族、一个 第族、其关系是：主族序数：最外层电子数 副族序数：特征电子数(可能有次外层部分 电子) （5）复习元素周期表的结构要注意抓好以下几点：自己动手画周期表。复习时，要把 118 号元素，属于同一周期的各元素按原子序 数递增顺序排成横行；对于不同周期各元素，把最外层电子数相同的元素，从上至下按原子序数递增顺序排成纵行；再填写其余各主族元素。自己动手画周期表，比死记硬背元素 周期表的复习效果好得多。抓好位置和结构的关系。要能根
7、据周期表位置，正确写出该元素原子结构示意图。 反之，知道原子结构也能确定该元素在周期表中位置。(仅限于主族元素，过渡元素不要求。抓好结构和性质的关系。对主族元素而言，最外层电子数少，原子半径大，越容易失 去电子，金属性就越强；最外层电子数越多，原子半径越小，越容易得到电子，非金属性 越强。抓住结构和性质的关系，能根据给出的未知元素的原子结构，对未知元素的性质做 出正确的推断。抓好一个周期两个主族一个周期是第 3 周期，两个主族是 IA 族和A 族。这是周期表的骨架和重点。第 3 周期的 8 种元素，包括有最典型的金属元素、非金属元素和稀有气体元素。而且 这一周期随原子序数递增，元素金属性、非金
8、属性递变规律最为典型。IA 族的 Li、Na、K、Rb、Cs 等金属元素，原子最外层只有 1 个电子，都是金属性很 强的元素。这五种元素，随原子序数递增，电子层数增多，原子半径增大，失电子渐易， 金属性渐强。 A 族的 F、C1、Br、I 等元素，原子的最外层都是 7 个电子，都是非金属性很强的元 素。这四种元素，随原子序数递增，电子层数递增，原子半径渐大，得电子由易渐难，非 金属性由强渐弱。依据同周期元素性质递变规律和同主族元素性质递变规律，就能对各种元素的性质做 出正确的分析和判断。（6）多思巧练，总结规律按照元素性质递变规律，活泼的非金属元素位于周期表的右上角，活泼的金属元素位 于周期表的左下角，金属、非金属交界处是两性元素，最右一行是稀有气体元素。可以总 结出以下规律：最活泼的金属是铯，最强的碱是氢氧化铯：最活泼的非金属是氟，最强的含氧酸是 高氯酸。最易形成阳离子的是A、A 的活泼金属，最易形成阴离子的是A、A 的活 拨非金属，最难形成离子的是 IVA 的碳和硅。两性元素铍、铝、锗等在原子结构上的特点是：最外层电子数=电子层数能形成原子晶体的元素是碳、硅、硼，能形成同素异形体的元素是碳，磷、氧、硫 等元素。最稳定的气态氢化物是氟化氢，最不稳定的气态氢化物是硅化氢。氧化性最强的单质是氟气，还原性最强的单质是铯；氧化性最弱的阳离子是铯离子，还 原性最弱的阴离子是氟离子。
