高中化学物质结构元素周期表复习

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1、一、原子结构1、原子的构成2、原子核外电子排布二、元素周期律和元素周期表1、元素周期律2、元素周期表（1）周期表的结构（2）原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系三、化学键《物质结构元素周期律》复习课相对质量为约为1带1个单位正电荷质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数相对质量为约为1不显电性质量仅为质子质量的1/1836带1个单位负电荷元素的化学性质主要决定于原子的价电子数（最外层电子数）质子Z个（+）中子（A-Z）个原子原子核（+）核外电子（-）Z个决定元素种类核外电子数=Z+n核外电子数=Z－n质量关系：A=Z+N重要的等量关系：电量关系：离子Xn-AZ

2、原子离子Xn+AZ一、原子结构决定同种元素的不同种原子核外电子的排布与变化决定元素的性质1、各电子层最多容纳的电子数为2n2(KLMNOPQ)2、最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）3、次外层电子数不超过18个核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。离核越近能量越低。练习：请画出54号元素Xe的原子结构示意图。核外电子排布的一般规律：一低四不超二、元素周期律和元素周期表核外电子排布的周期性元素性质的周期性决定元素周期律归纳元素周期表编制注意：A、主族元素的化合价判断B、微粒半径比较C、金属性与非金属性强弱的判断D、周期表的结构E、原子结构、元素性质与

3、元素在周期表中位置的关系比较微粒半径大小的规律⑴同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小⑵同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大⑷同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大即：阳离子<中性原子<阴离子⑶具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大离子半径越小Na>Mg>Al>SiLiF->Na+>Mg2+>Al3+(第二周期阴离子）(第三周期阳离子）Fe+3

4、数。1234567ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0HHeLiNeBeBCNOFNaMgKCaAlSiPSClAr镧系锕系每周期元素种类依次为：2、8、8、18、18、32、2621018365486元素周期表中元素结构、位置、性质递变规律内容同周期（左到右）同主族（上到下）原子半径电子层结构失电子能力得电子能力金属性、非金属性单质的还原性、氧化性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性、还原性大→小小→大电子层数相同、最外层电子增多逐渐减小逐渐增大逐渐增大逐渐减小金属性减、非金属性增金属性增、非金属性减最

5、高正价+1→+7最高正价=族序数碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱形成：难→易稳定性：弱→强还原性：强→弱形成：易→难稳定性：强→弱还原性：弱→强电子层数增多最外层电子数相同还原性减、氧化性增还原性增、氧化性减A.推断元素位置、结构和性质元素名称元素特征周期数、族数原子序数原子量物理或化学特性原子结构特征含量等其它特征元素的性质原子或离子结构最高或最低化合价根据分子式的计算根据化学方程式的计算周期表的应用B特殊知识点找元素之最最活泼金属Cs、最活泼非金属F2最轻的金属Li、最轻的非金属H2最高熔沸点是C、最低熔沸点是He最稳定的气态氢化物HF，含H%最

6、大的是CH4最强酸HClO4、最强碱CsOH地壳中含量最多的金属和非金属AlO找半导体：在“折线”附近SiGeGa找农药：在磷附近PAsSClF找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素FeNiPtPdRhC比较或推断一些性质比较同族元素的金属性Ba>Ca>Mg非金属性F>Cl>Br最高价氧化物的水化物的酸碱性KOH>NaOH>LiOH氢化物的稳定性CH4>SiH4比较同周期元素及其化合物的性质碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3稳定性:HF>H2O>NH3比较不同周期元素的性质（先找出与其同周期元素参照）推断一些未知元素及其化合物的性质例如：Ca(OH)2微

7、溶，Mg(OH)2难溶，则Be(OH)2更难溶例如：金属性MgAl可知碱性Ca(OH)2>Al(OH)3相邻的原子之间的强烈相互作用。三、化学键离子键共价键概念成键微粒成键条件存在（举例）*键的强弱判断分类类型比较阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键阴、阳离子得失电子离子化合物如NaCl、铵盐离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强（离子化合物的熔沸点越高）原子间通过共用电子对所形成的化学键。原子电子对共用非金属单质：H2共价化合物：HCl某些离子化合物通常原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，形成的单质或化合物越稳定极性键和非极性键离