【2018年春季课程人教版高一化学】第10讲期中复习教案

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1、期中复习教学过程考点1:原子或简单离子的核外电子排布1.表示方法——结构示意图结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。Na屮"电子层♦U11)281粒子丄尸层内电了数社十付丿原子核核内质子数或核电荷数(1)小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。(2)弧线表示电子层。(3)弧线上的数字表示该电子层上的电子数。2.与稀有气体元素原子核外电子排布相同的离子(1)与He(2个电子)原子电子层结构相同的离子：LiSBe2+s⑵与Ne(10个电子)原子电子层结构相同的离子：厂、02_>N*、Na*、Mg2+xAl”。⑶与Ar(18个电子)原子电子层结构相同的离子：

2、Cl：S2">P=K+>Ca*(均含18个电子)。3.质子数与核外电子数的关系原子：核内质子数=核外电子数阳离子：核内质子数=核外电子数+离子所带电荷数阴离子：核内质子数=核外电子数一离子所带电荷数注意：⑴核外有10个电子的粒子①分子：Ne、HF、H2O>NH3、CH4；②阳离子：Na+、Mg2+>Al”、NH；、H3O+；③阴离子：N*、O2~sFOHNH2o(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，离子结构示意图中，二者则不相等。考点2：比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：(1)最外层电子数相同时，比较电子层数，电子层数多的半径大。(2)电子层数相同

3、时，比较核电荷数，核电荷数越多的半径越小。(3)质子数相同，电子数越多半径越大；电子数相同，质子数越多半径小。⑷例如①同周期元素原子半径的大小：越往右半径越小(稀有气体原子除外)原子半径：Li>Be>B>C>N>O>F原子半径：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl②同主族元素原子半径，越往下半径越大原子半径半径：LiCl,S2>S④核外电子排布相同的原子：核电荷数越大半径越小(in

4、：O2_,F',Ne,NaMg2+,A13+核外电子排布相同，半径：O*F>Nc>Na+>Mg2+>Al3+⑤同主族元素离子半径比较：越往下，半径越大例如，Li+

5、水化物的碱性越强，元素金属性越强。注意：金属性的强弱是指原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。【元素非金属性强弱的判断】1.同主族元素，从上到下非金属性逐渐减弱。如：Cl>Bro2.根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。如酸性：HClOd高氯酸）>H2SO4,则非金属性：Cl>So冷暗处3.根据与氢气反应生成气态氢化物的难易程度，越易化合其非金属性越强。女口：H2+F2===2HF,光照H2+C12===2HC1，则非金属性：F>Clo4.根据氢化物的稳定性，氢化物越稳定其非金

6、属性越强。如氢化物的稳定性：HF>HCl>HBr>HI,则非金属性：F>Cl>Br>L5.根据置换反应，活泼性强的非金属单质可置换出活泼性相对较弱的非金属单质。女口：Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2,则非金属性：Cl>Br。注意：（1）金属性和非金属性讨论的对彖是元索，具体表现为该元索的单质或特定化合物的性质。（2）氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现为该物质中某元素得失电子的性质。考点4：原子结构、元素性质的变化规律在元素周期表中的体现原子结构元素性质同一周期（左T右）同一主族（上T下）最外层电子排布18第一周期1—2相同原子半

7、径大T小（稀有气体除外）小T大主要化合价+1—+7(0)；-4—-1相同金属性（失电子能力、还原性）强-弱弱T强非金屈性（得电子能力、氧化性）弱-强强-弱气态氢化物形成的难易及其稳定性难—易不稳定T■稳定易T难稳定-不稳定最高价氧化物对应水化物酸性弱-强强-弱碱性强-弱弱T强考点5：各主族元素的化学性质的相似性和递变性考点6：化学键1.离子键（1）概念：是指阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键。注：静电作用包扌舌引力和斥力，是静电平衡力。（2）成键微粒：阴离子、阳离子。（3）形成条件：成键原子未达到稳定结构且吸引电子的能力差别很大，即大多数为失电