《物质结构和元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论》由会员分享，可在线阅读，更多相关《物质结构和元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论（8页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、高中化学总复习教案物质结构 元素周期律物质结构和元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。 通过对本章的学习，能够对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识的飞跃；同时也能以物质结构、元素周期律为理论指导，来探索、研究以后将要学习的化学知识。 本章学习重点是核外电子的排布规律；元素周期律的实质和元素周期表的结构；元素性质、原子结构和该元素在周期表中的位置三者之间的关系；离子键和共价键。第一讲 原子结构 原子结构和同位素的考点，常以重大科技成果为题材，寓教于考，突出教育性与实践性。近几年的命题主要体现在以下方面： 1关于原子的组成及各粒子的关系； 2分子、原子、离子核外电子数的
2、比较； 3已知同位素质量数和平均相对原子质量，求同位素的原子个数比； 4粒子半径大小比较。 试题大多以选择题形式出现，模式也较为稳定。由于原子结构的发现源于物理学中粒子的运动实验，无疑，原子结构成了理化学科间综合的素材。预计这一知识会成为“3+X”综合测试命题的依据。 1 原子的组成和三种微粒间的关系A 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(N)。核电荷数：元素的原子序数；质子数：核外电子数。2电子云 (1)核外电子运动的特点：质量很小，带负电荷；运动的空间范围小(直径约为10-10 m)；高速运动。 (2)电子云的概念：原子核外电子绕核高速运动
3、是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。 3电子层的表示方法电子层数符号KLMNOPQ最多容纳电子数（2n2）2818322n2能量大小KL,MNOP核外电子数，如下图(乙)所示结构示意图。 (3)阴离子：核电荷数核外电子数，如下图(丙)所示结构示意图。 6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，因此化学性质稳定，一般不
4、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较易得非金属性知识拾零 1核外有10个电子的微粒： (1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。 (2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+ (3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 2前18号元素的原子结构的特殊性 (1)原子核中无中子的原子1 H (2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na (3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。 (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层
5、电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。 (6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。 (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。 (8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ： (9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P 掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。 ，第二讲 元素周期律一、元素性质呈周期性变化（以第三周期为例说明）原子序数1112131415161718元素符号NaMg AlSiPSCl Ar ar 原子的最外电子层数1234567原子半径大小 逐渐增大主要正价+1+2+3+4+5+6+70主要负价-4-3-2-10
6、最高价氧化物对应的水化物NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸金属单质与水反应的情况剧烈反应缓慢反应难以反应非金属单质与H2反应的条件高温较高温度需加热光照或点燃结论随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8。随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）。元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。主要化合价：正价+1+7；负价41，稀有气体为零价。元素周期律元素
7、的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。说明：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。例题 下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 Al B、Cl、 S、 P C、Be、N、 F D、Cl、 Br、 I解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电
8、子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。答案：B、D。 二、 几种量的关系 (1)最外层电子数=最高正化合价 (2)|最低负化合价|+最高正化合价=8 例2、元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n2，则在气态氢化物中R元素的化合价为多少？解析：由HnRO2n2知R的最高价为+(3n4)，R在气态氢化物中为负价：8(3n4)=12+3n。三、两性氧化物和两性氢氧化物 (1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。例：A1203 A1203+6HCl=2AlCl3+3H20 A1203+2NaOH=2NaAl02+H20 (2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，
9、又能跟碱起反应的氢氧化物。例：Al(OH)3，a.与水(或酸)反应的难易b.金属与盐溶液置换反应c.金属阳离子的氧化性强弱d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱a.非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳定性b.非金属的置换反应c.非金属阴离子还原性强弱d.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除F外) (2)非金属性(1)金属性1元素的金属性和非金属性判断依据 2Al(OH)3+3H2S04=Al2(S04)3+6H20 A1(OH)3+NaOHNaAl02+2H20 四、重点、难点突破 2.微粒半径大小比较中的规律(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外) 如：NaMg
10、AlSi；Na+Mg2+Al3+。 (2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大 如：LiNaK，OSSe，LiNa+K+，F-C1-F-Na+Mg2+Al3+，(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。 可归纳为：电子层排布相同的离子，（表中位置）阴离子在阳离子前一周期，（大小）序数大的半径小。 (4)核电荷数相同(即同种元素)形成的微粒半径大小为 阳离子中性原子阴离子，价态越高的微粒半径越小，如Fe3+Fe2+，H+HH-，C1C1-(5)电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。 如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-
11、同一族元素的O2-比较，Al3+02-，且O2-S2-，故A13+S2-。第三讲 元素周期表一、元素周期表的结构 3个短周期 （1、2、3周期） 周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期） 1个不完全周期（7周期）元素周期表 主族（7个） IAVIIA 副族（7个） IBVIIB 族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行 零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。四、元素周期表与原子结构的关系原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数*|最高正价数|+|负价数|=8
12、元素周期表结构的记忆方法如下： 横行叫周期，共有七周期；三四分长短，第七不完全；一八依次现，一零再一遍； 竖行称作族，总共十六族；族最特殊，三行是一族；二三分主副，先主后副；镧锕各十五，均属B族；构位性一体，相互可推断。二、元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律项 目同周期（从左到右）同主族（从上到下）价电子数（最外层电子数）由1逐渐增到7相同主要化合价最高正价由 +1+7负价由 4最高正价相同原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大金属性与非金属性金属性减弱非金属性增强金属性增强非金属性减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱酸性增强碱性增强酸性减弱非金属的气态氢化物生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得失电子能力失电子由 大小
