物质结构元素周期律复习

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1、《物质结构元素周期律》复习举要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。本章学习借助于以前学过的知识，是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，同时也能使同学们以原子结构、元素周期律的理论指导，来探索研究以后要学习的化学知识。因此复习好本章知识为今后其他基本理论的学习及元素化合物知识的学习奠定了基础。一、突出重点抓关键1、原子结构、元素周期表与元素性质的关系原子结构原子序数=质子数最外层电子数=最高正价数周期数=电子层数最外层电子数<4个易失,金属主族数=最外层电子数最外层电

2、子数>4个易得,非金属性质位置同周期具有递变性同主族相似性、递变性可从下列三个方面去理解上图：（1）从元素原子结构去推测元素在周期表中的位置及有关性质（2）从元素在周期表中位置推测元素的原子结构和性质（3）从元素一些主要性质推测元素的原子结构和它在周期表中的位置2、推断元素的思路根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：原子结构特征元素名称（位置）含量等其他特征元素的特征物理和化学特征周期数、族数元素的性质原子或离子结构原子序数若干元素原子序数间

3、关系原子序数根据分子式计算根据化学方程式计算二、整体把握抓规律41、核外电子排布的规律（1）一般来说，核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里（即排布K层再排L、M……）（2）各电子层最多容纳的电子数目不超过2n2个（n为电子层序数）（3）最外层电子数不超过8个（当K层为最外层时，不超过2个）（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个2、元素金属性强弱判断的依据（1）根据周期表判断，在同一周期中，从左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；在同一主族中，从

4、上向下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（2）它的单质跟水（或酸）反应置换氢的难易程度。反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。（3）它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物碱性强弱。氢氧化物碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。如碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。则金属性：Na>Mg>Al3、元素非金属性强弱判断的依据（1）同2.(1)（2）它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱。若该水化物的酸性越强，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。如酸性：HClO4(最强酸)>H2SO4(强酸)>

5、H3PO4(中强酸)>H4SiO4(弱酸)，则非金属性：Cl>S>P>Si（3）它的单质跟氢气生成气态氢化物的难易程度。若容易生成气态氢化物，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。（4）元素的氢化物的稳定性。若氢化物越稳定，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。三、纵横联系抓比较1、元素、核素、同位素概念的比较(1)元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称①决定元素种类的因素是质子数②“同一类”包括质子数相同的各种不同原子和相同的原子及各种状态下的原子或离子③元素只论种类不论个数和质量和原子不同④元素是宏观概念

6、，原子和分子是微观概念(2)核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。①同一种元素可能有几种不同的核素。②同一元素的不同核素，一定是质子数相同，中子数不同。(3)同位素：同一元素不同核素之间的总称①决定同位素的因素是：质子数相同，中子数不同。②原子种类>元素种类③同们素原子间物理性质不同，化学性质基本相同④元素、核素、同位素可以用图表示为：元素核素核素同位素42、微粒半径大小的比较(1)在同一周期中，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小；在同一主族中，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大。(2)对同

7、一元素来说，原子半径>阳离子半径；原子半径<阳离子半径。(3)电子层排布相同的离子，随着核电荷数的递增，离子半径逐渐减小。如，离子半径r(Ca2+)

8、原子的电子配对成键共价化学物、某些离子化合物四、典例剖析例1、X、Y、Z三种元素原子的核电荷数在11—17之间，它们的最高价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4。则下列判断正确的是（）A、原子半径：X>Y>ZB、酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4C、稳定性：HX>H2Y>XH3D、非金属性：X>Y>Z[分析与解]解题的依据是元素周期律，解题的关键要确定元素原子的核电荷数。已知元素原子的核电荷数