高中化学会考必过超级宝典必过Word文档下载推荐.docx
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O
P
Q
电子层序数n
1
2
3
4
5
6
7
离核远近
近——→远
能量高低
低——→高
②原子核外电子排布规律
每一层电子数最多不超过2n2；
最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；
核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。
⑸原子结构示意图的书写
2.元素周期表（B）
⑴元素周期表
H
1.008
元素周期表
He
4.003
Li
6.941
Be
9.012
B
10.81
C
12.01
14.01
16.00
F
19.00
Ne
20.18
Na
22.99
Mg
24.31
Al
26.98
Si
28.09
30.97
S
32.07
Cl
35.45
Ar
39.95
39.10
Ca
40.08
Sc
44.96
Ti
47.88
V
50.94
Cr
52.00
Mn
54.94
Fe
55.85
Co
58.93
Ni
58.69
Cu
63.55
Zn
63.39
Ga
69.72
Ge
72.61
As
74.92
Se
78.96
Br
79.90
Kr
83.80
Rb
85.47
Sr
87.62
Y
88.91
Zr
91.22
Nb
92.91
Mo
95.94
Tc
[98]
Ru
101.1
Rh
102.9
Pd
106.4
Ag
107.9
Cd
112.4
In
114.8
Sn
118.7
Sb
121.8
Te
127.6
I
126.9
Xe
131.3
Cs
132.9
Ba
137.3
La-Lu
Hf
178.5
Ta
180.9
W
183.8
Re
186.2
Os
190.2
Ir
192.2
Pt
195.1
Au
197.0
Hg
200.6
Tl
204.4
Pb
207.2
Bi
209.0
Po
[210]
At
Rn
[222]
Fr
[223]
Ra
[226]
Ac-La
⑵元素周期表的结构分解
周期名称
周期别名
元素总数
规律
具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行
7个周期
第1周期
短周期
电子层数==周期数
（第7周期排满是第118号元素）
第2周期
8
第3周期
第4周期
长周期
18
第5周期
第6周期
32
第7周期
不完全周期
26（目前）
族名
类名
核外最外层电子数
周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族
7个副族
0族
第Ⅷ族
主
族
第ⅠA族
H和碱金属
主族数==最外层电子数
第ⅡA族
碱土金属
第ⅢA族
第ⅣA族
碳族元素
第ⅤA族
氮族元素
第ⅥA族
氧族元素
第ⅦA族
卤族元素
稀有气体
2或8
副族
第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、
第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族
教学目的2：
巩固学习元素周期律的相关知识
知识体系2
3.元素周期律（C）
⑴定义：
元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
⑵实质：
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。
这就是元素周期律的实质。
⑶内容
随着原子序数递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；
②元素原子半径呈现周期性变化；
③元素化合价呈现周期性变化；
④元素原子得失电子能力呈现周期性变化；
即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。
⑷元素周期表中元素性质的递变规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层排布
电子层数相同
最外层电子数递增
电子层数递增
最外层电子数相同
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
得电子能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高正价（＋1→＋7）
非金属负价==―（8―族序数）
最高正价==族序数
最高氧化物的酸性
酸性逐渐增强
酸性逐渐减弱
对应水化物的碱性
碱性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属气态氢化物的形成难易、稳定性
形成由难→易
稳定性逐渐增强
形成由易→难
稳定性逐渐减弱
碱金属、卤素的性质递变
⑸几个规律
①金属性强弱：
单质与水或非氧化性酸反应难易；
单质的还原性（或离子的氧化性）；
M（OH）n的碱性；
金属单质间的置换反应；
原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；
非金属性强弱：
与氢气反应生成气态氢化物难易；
单质的氧化性（或离子的还原性）；
最高价氧化物的水化物（HnROm）的酸性强弱；
非金属单质间的置换反应。
②半径比较三规律：
阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；
阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。
非金属元素的原子半径＜其相应的阴离子半径；
金属元素的原子半径＞其相应的阳离子半径；
具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减
③元素化合价规律
最高正价==最外层电子数，非金属的负化合价==最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；
其代数和分别为：
0、2、4、6。
化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中F为0价；
金属元素只有正价；
化合价与最外层电子数的奇、偶关系：
最外层电子数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，如Cl的化合价有+1、+3、+5、+7和-1价。
最外层电子数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，如S的化合价有-2、+4、+6价。
④周期表中特殊位置的元素
族序数等于周期数的元素：
H、Be、Al；
族序数等于周期数2倍的元素：
C、S；
族序数等于周期数3倍的元素：
O；
周期数是族序数2倍的元素：
Li；
周期数是族序数3倍的元素是：
Na；
最高正价不等于族序数的元素是：
O、F。
⑤元素性质、存在、用途的特殊性
形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：
C；
空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：
N；
常温下呈液态的非金属单质元素是：
Br；
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：
Be、Al；
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：
，
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：
S；
元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：
S。
教学目的3：
复习巩固化学键的相关知识并了解晶体的知识。
知识体系3
4.化学键
在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用，叫化学键。
⑵分类
①离子键与共价键的比较
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（存在阴阳离子间和离子晶体内）
原子（存在分子内、原子间、原子晶体内）
作用本质
阴、阳离子间的静性作用
共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用
形成条件
活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键
非金属元素形成的单质或化合物形成共价键
决定键能大小因素
①离子电荷数越大，键能越大；
②离子半径越小，键能越大
①原子半径越小，键能越大；
②键长越短，键能越大
影响性质
离子化合物的熔沸点、硬度等
分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等
实例
②极性共价键与非极性共价键的比较
极性共价键
非极性共价键
定义
不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键
同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移
原子吸引电子能力
不相同
相同
成键原子电性
显电性
电中性
极性分子或非极性分子
非极性分子
H—Cl
H—H、Cl—Cl
③电子式的书写
电子式是用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。
原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×
）表示原子的最外层电子。
离子的电子式：
阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；
在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。
分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。
离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。
阴离子电荷总数与阳离子电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。
用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程
用电子式表示离子化合物的形成过程
④结构式：
用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。
金属键与范德华力、氢键
存在范围
作用
本质
强弱
金属键
金属阳离子和自由电子之间及金属晶体内
静
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