必修2复习物质结构 元素周期律复习

1、第一章 物质结构 元素周期律复习学案（两课时）考纲要求：了解原子核外电子排布，能画出1-18号元素的原子结构示意图一、 原子结构1、原子由哪些微粒构成？这些微粒的基本性质怎样？2、原子的化学性质与 密切相关，特别是 。 （1）当原子最外层电子数> ，一般为非金属元素，容易 ； （2）当原子最外层电子数< ，一般为金属元素，容易 ； （3）当原子最外层电子数 ，如稀有气体元素， 3、原子序数 质子带一个单位 ，电子带一个单位 ，因此整个原子不显电性。质量数 二、核外电子排布电子能量不同 电子离核远近区域运动 电子分层排布电子层： K L M N O P Q 离核 能量 核外电子排布规

2、律 电子总是尽先排布在能量 的电子层里； 各电子层最多容纳的电子数是 ；最外层电子数不超过 个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过 个，倒数第三层电子数不超过 个。考纲要求：知道元素、核素、同位素、质量数的涵义三、元素 核素 同位素1、元素是 其种类由 决定2、核素是 如 3、同位素是 如 4、决定元素种类的是 ；决定原子种类的是 。5、元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。6、同位素的特点同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。同位素是同一元素的不同核素之间的互相称

3、谓，不指具体的原子。817O是一种核素，而不是一种同位素。816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。知识拓展 1. 元素的相对原子质量Ar(E)(1)概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。(2)计算式：Ar(E)Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+。式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、

4、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。2.120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个电子的元素：Be、M

5、g、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。例1. 据报道，某些建筑材料会产生放射性同位素氡22286Rn,从而对人体产生伤害。该同位素原子的中子数和质子数之差是（ ） A 136 B 50 C 86 D 222例2.下列各组中属于同位素关系的是（ ）A.与 B.T2O与H2O C.与 D.金刚石与石

6、墨例3.设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下述论断中正确的是A不能由此确定该元素的相对原子质量B这种原子的相对原子质量为m+nC若碳原子质量为wg，此原子的质量为(m+n)wgD核内中子的总质量小于质子的质量解析 元素的相对原子质量和原子的相对原子质量是两个不同的概念，要求元素的相对原子质量，必须知道其各种同位素的相对原子质量和原子个数百分数，否则无法求解，故选项A正确。质子数m+中子数n应为质量数，不是相对原子质量，选项B错误。由相对原子质量的数学表达式可知，某原子的质量=×一种碳原子质量×该原子的相对原子质量，故选项C错误。1个质子的质量略小于1个中子的质量

7、，但核内质子的总质量与中子的总质量还要取决于质子和中子数目的多少，选项D错误。答案 A。变式训练1核内中子数为N的R2-离子，质量数为A，则ng它的氧化物中所含质子的物质的量为（ ） A B C D 2.下列叙述正确的是（ ）A40K和 40Ca原子中质子数和中子数都不相等B金刚石和石墨的性质相同CH2和D2互为同位素D某物质只含一种元素，该物质一定是纯净物3.有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少了3个电子，B原子的L层电子数恰好为A原子L层电子数的2倍，A和B分别为（ ）ASi和Na BB和He C、O和C DC和Al4.观察3517Cl粒子，完成下列问题：所含质子数 _ ，中子数

8、 _ ，电子数 _ ，质量数 _ 该粒子的结构示意图 _ ，电子式 _ 。它与3517Cl的半径大小的关系是 _ 已知Cl元素的相对原子质量为35.5，可知3517Cl、3717Cl原子在自然界的原子质量分数之比为 _ 考纲要求：知道周期和族的概念，能描述元素周期表的结构，知道主族元素的在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系一、元素周期表 1、元素周期表的结构 1、有 个横行，每行称为 横行 2、短周期为 周期，长周期为_周期，_周期为不完全周期3、周期序数 1、有 个纵行， 个族纵行 2、主族的表示方法(罗马数字)_和_3、同一主族元素的原子结构有何特点，与其族序数有何关系？ 记忆口诀如

9、下:横行叫周期，现有一至七，三四分长短，第七尚不全。纵列称作族，总共十六族，一八依次现，一再一遍；族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属B族，构位性一体，相互可推断。2、元素的原子结构与其在周期表中的位置的关系周期数 主族序数 3、同周期元素性质的变化：同一周期的元素，从左至右金属性逐渐 _ ，非金属性逐渐_； 原子半径逐渐_，化合价_4、同主族元素性质的变化：同一主族的元素，从上至下金属性逐渐 _ ，非金属性逐渐_； 原子半径逐渐_，化合价_5、元素周期表中的几条重要规律相同的电子层结构：稀有气体元素原子与同周期非金属元素形成的阴离子以及其下一周期金属元素形成的阳离子

10、具有相同的电子层结构。由原子序数确定元素位置（利用原子序数较为接近的稀有气体元素）周期数一二三四五六七0族元素的原子序数21018365486118 若某元素原子序数比邻近的稀有气体元素多1或2，则该元素处于稀有气体元素所在周期的下一周期的第A或第A。 若比相邻稀有气体元素少1-5，则该元素处于稀有气体元素所在周期的第A族-第A族。序差规律 同周期主族元素原子序数差的关系短周期元素原子序数差=族序数差对于长周期元素，两元素分布在过度元素同侧时，原子序数差=族序数差，两元素分布在过度元素两侧时，第四、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 同主族相邻周期元素

11、原子序数差的关系第A族元素，随着电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32第A族元素和0族元素，随着电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32第A族-第A族元素，随着电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32例1、已知a、b分别为同周期的A和A族的两种元素，它们的原子序数分别为m和n，则下列关系不可能成立的是（ ）A.nm+16B.nm+6C.nm+30D.nm+10例2.A、B为同主族的两元素，A在B的上一周期，若A的原子序数为n，则B的原子序数不可能为（ ）A.n+8B.n+18C.n+32D.n+20考纲要求：了解原子结构与元素性质的关系，能结合

12、有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、元素的金属性和非金属性等）认识元素周期律，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。一、元素周期律1、元素周期律 元素的性质随着 的递增而呈_变化的规律。实质： 元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2、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)核电荷数电子层数原子半径性  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

13、金属性非金属性单质的氧化性还原性最高价氧化物对应的水化物的酸性碱性气态氢化物稳定性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

14、，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。3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

15、(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。4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

16、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）。例1、已知X、Y2、Z-、W2-四种离子均具有相同的电子层结构。下列关于X、Y、Z、W四种元素的描述，不正确的是（ ）A.原子半径：XYZWB.原子序数：YXZWC.原子最外层电子

17、数：YXZWD.金属性：XY，还原性：W2-Z-例2随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是 （ ） A 单质的熔沸点逐渐降低 B 卤素离子的还原性逐渐增强C 气态氢化物的稳定性逐渐增强 D 单质的氧化性逐渐增强例3. 下列各组顺序排列不正确的是（ ） A、原子半径：NaMgAl B、热稳定性：HClH2SPH3C、酸性强弱：H2SiO3H3PO4H2SO4 D、碱性强弱：NaOHMg(OH)2Al(OH)3考纲要求：感受元素周期律和周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用和价值一元素周期表和元素周期律的应用元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质之间的关系（位构性关系）决定 决定

18、 反映 反映 判断 估测原子结构元素在周期表中的位置 元素性质（1）元素周期表将 、 和 三者联系起来。（2）元素的最高正价= 。非金属元素中 最高正价 + =8（3）元素周期表对科学技术有指导作用。例如在 处找半导体材料；在氟、氯、硫、磷靠近位置找制 的元素。例1、铊是超导材料的组成元素之一，铊在周期表中位于第六周期，与铝是同族元素，元素符号是Tl，以下对铊的性质的推断不正确的是（ ）A.铊是易导电的银白色金属 B.能生成+3价离子化合物C.T1(OH)3是两性氢氧化物 D. Tl3+的氧化能力比Al3+强例2、X和Y两元素的原子，在化学反应中都容易失去两个电子形成稳定结构，已知X的原子半径

19、小于Y的原子半径，下列说法正确的是（ ） A两种原子失去电子的能力相同 B两种原子的核外具有相同的电子层数C Y（OH）2的碱性比X（OH）2的碱性强 DX金属性比Y的金属活泼例3、对于核电荷数为37的元素，下列描述正确的是（ ）A.其单质在常温下跟水反应不如钠剧烈B.某碳酸盐易溶于水 C.其原子半径比钾原子半径小 D.其氢氧化物不能使Al(OH)3溶解物质结构 元素周期律（三） 化学键考纲要求：认识化学键的涵义，能从化学键变化的角度认识化学反应的实质一、化学键：_化学反应的本质是反应物化学键的 和产物化学键的 。 常见的化学键有：_考纲要求：知道离子键和共价键的形成，知道离子化合物、共价化合

20、物的概念，能识别典型的离子化合物和共价化合物二、离子键： _ 离子键的本质 _ 成键微粒 通过离子键形成的化合物是 如：强碱、大多数盐和典型的金属氧化物 离子键的强弱与其性质的关系影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。一般地，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响该离子化合物的熔沸点，溶解性等。如在氯化钠和氯化钾中，前者离子键较后者强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高 三、共价键： 共价键的本质 成键微粒是 共价键一般存在于_共价化合物_常见的共价化合物有_非极性键与极性键的比较非极性键极性键定 义 种元素原子形成的共价键，共用电子对 偏移 种元素原子形成的共价键，共用电子对 偏移举 例(1)  离子键、共价键的比较：  离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键。成键微粒离子原子相互作用的实质阴、阳离子间的静电作用共用电子对与两原子核产生的电性作用。形成条件活泼金属(如K、Na、Ca等)跟活泼非金属(如Cl、F、O等)化合时形成离子键。非金属元素形成的单质或化合物形成共价键。实例CaCl2、Na2O2、NaOH、NaHCl2、CCl4、H2O、HF、HNO3在离子化合物中一定含有离子键，