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1、单 元 小 结 导 航【考向指南】1元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具，其中蕴含的规律是历来高考的一个热点。元素周期表的结构和元素性质之间存在着一种逻辑上的联系，是掌握元素及其化合物的性质和用途的一个重要的载体。随着新的高考要求的变革，元素周期表的应用会越来越广泛，尤其是根据元素在周期表中的位置来推测其性质、预测其用途，是重点之重点，也就是说，要强调其应用。以构成原子的微粒间关系及元素、同位素的相对原子质量为中心的选择题型，注意与物理学科中核反应的联系。学习本节知识要注意周期表的结构与特点，要学习用实验的方法验证和归纳同类元素单质及其化合物的性质，并建立起原子
2、结构与元素性质之间的内在联系。本节知识要重点掌握：1元素周期表的结构、周期与族、具体到某元素的原子，可根据其周期表中的位置，迅速确定其上下(同主族)、左右(同周期)四种元素的原子序数。2原子的组成，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。3核素、同位素的概念及应用。4对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。5以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素原子的核外电子排布规律，理解IA和VIIA族元素的金属性、非金属性的相似性和递变性，其对应的单质及其化合物的物理化学性质的相似性和递变性。6判断元素金属
3、性与非金属性的的方法。7碱金属单质和重要化合物的化学性质，卤素单质和重要化合物的化学性质及其气态氢化物的稳定性。8萃取。2元素周期律元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学中的重点，是高考中最重要的知识点之一，其高考命中率几乎是百分之百。本节课概念较多，理论性又强，在实际学习的过程中，其知识往往是说起来容易做起来难。因此，在学习过程中，不仅要梳理知识，构建知识网络，更重要的是要学会应用、迁移知识的能力，通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。学习中要重点理解元素周期律的意义和实质，并能应用元素周期律解释一些元素性质变化规律与组成元素的粒
4、子结构的关系；要能从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系；能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。其中，对元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着高考改革制度的逐步落实，高考的重点会转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在学习过程中，一定要注意思维能力的培养。本节要掌握的重要知识点包括：1核外电子排布规律。2原
5、子结构示意图的书写。3针对钠、镁、铝三种元素：与水和酸反应的难易程度和反应方程式；对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较；其他同周期金属与水或酸反应难易程度比较和对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较的规律。金属性强弱的判断。4针对硅、磷、硫、氯四种元素：与氢气反应的难易、气态氢化物的稳定性比较；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的比较；其他同周期的非金属与氢气反应的难易程度、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较的规律；非金属性强弱的判断。5同周期和同主族元素性质（如：原子半径、化合价、金属性与非金属性、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系。6元素周期律的
6、实质7“位构性” 的关系和应用。8等电子数的粒子（如10电子，18电子等）。9比较粒子半径的大小。10元素周期律和元素周期表的应用。3化学键化学键不是以往高考中最重要的知识点，但化学反应的实质迄今为止，被认为是旧化学键的断裂和新化学键的生成。对于后续化学的学习，化学键的概念的应用和意义重大，所以，它也是一个重要的内容，必须加以重视。学习本节内容要加强练习，尤其是在理解了表面的知识之后，不要满足，要加强对包含典型的离子键和共价键化合物的分析和理解。化学键在离子键和共价键的分界上比较模糊，在实际学习中，不要求对所有的化合物的化学键会清晰的分类，只要知道典型的化学键的类型即可。掌握极性键和非极性键区
7、别的根本在于成键的两个原子是否是同一种原子。本节要掌握的重点知识包括：1化学键、离子键、共价键的概念及离子键、共价键特点。2常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。3用电子式表示简单的共价键和离子键的成键过程。4正确判断键的极性。5离子键和共价键与离子化合物和共价化合物的关系。6分子间作用力和氢键以及它们与共价键的区别。7用分子间作用力和氢键的知识解释H2O、NH3、HF等分子的物理性质的特殊性。8用分子间作用力的知识来解释分子组成和结构相似的物质的物理性质的变化规律。【要点萃聚】1对原子的组成和三种微粒间的关系X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。质量数(A)质子数(Z)+中子数(
8、N)。核电荷数元素的原子序数质子数核外电子数。2原子核外电子分层排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。3元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构
9、，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。(2)非金属性与金属性(一般规律)：最外层电子数得失电子趋势元素的性质金属元素4易失金属性非金属元素4易失非金属4120号元素微粒结构的特点(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。(2)核外有10个电子的微粒：分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。阴离子：N3、O2、F、OH、NH2。(3)元素的原子结构的特殊性：原子核中无中子的原子：H。最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。最外层有2个电子的
10、元素：Be、Mg、He。最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。5从质量、电性两个方面来认识原子结构（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。（2）组成原子的“三微粒
11、”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数核电荷数核外电子数原子序数；质量数A质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数质子数电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。6全面掌握周期表中的元素性质递变规律项 目同周期(左右)同主族(上下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大性质化合价最高正价由+1+7负价数-(8-族序)最高正价、负价数相同最高正价族序数元素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱单质
12、的氧化性还原性减弱氧化性减弱还原性氧化性增强还原性增强最高价氧化物对应的水化物的酸性碱性酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强气态氢化物稳定性渐增渐减上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。上述性质之间关系可以用下述方式来理解：电子层数越多 原子半径越大 原子核对核外电子的吸引力越弱 失电子能力增强，得电子能力减弱 金属性增强，非金属性减弱。电子层数相同，质子数越大 原子半径越小 原子核对核外电子的引力越强 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强。根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不
13、能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期A族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。7微粒半径的比较规律(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递
14、增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)(2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大(3)对同种元素来说，其阴离子半径原子半径阳离子半径(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小(5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。8元素金属性、非金属性强弱的判断方法（1）单质、化合物的性质、实验判断法对于金属性：金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。若一
15、种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。对于非金属性：单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。若非金属单质Xn能将非金属阴离子Ym-从其盐溶液中置换出来，则X的非金属性比Y的强（注意，这里的盐溶液就是指Ym-型的盐，不是任何形式的盐）。(2) 主族元素的经验公式K（其中m是最外层电子数，n为电子层数）巧断法：当K1时，元素显金属性，且K值越小，元素的金属性越强当K1时，元素显两性。当K1时，元素显非金属性，且K值越大，元素的非金属性越强。9元素性质、存在、用途的特殊性(1)
