高考化学一轮复习课前预习导学案物质结构元素周期表.docx
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高考化学一轮复习课前预习导学案物质结构元素周期表
高考化学一轮复习预习导学案—物质结构、元素周期律
（第1课时元素周期表）
课前自主预习
【知识点1】元素周期表结构
1、周期周期序数＝原子的
个周期 短周期 第周期，
（ 个横行） 长周期 第周期，
不完全周期 第周期。
周期结构总结：
三短三长一不全，周期元素种数：
2、8、8、18、18、32、
2、族主族序数＝原子的
主族（A）：
共个，分别为
个族 副族（B）：
共个，分别为
（ 个纵行）第Ⅷ族：
共个包括第三个纵行
0族：
共个最外层电子数为（He为），化合价定为
族结构总结：
七主七副一八零
〖说明〗常见族的特别名称
第ⅠA族（除氢）：
元素；第ⅦA族：
元素；
0族：
元素；过渡元素：
所有副族元素和第VIII族元素。
※知识运用导练※
【考点交流】
1、元素X的原子有3个电子层，最外层有4个电子。
这种元素位于周期表的（）
A．第4周期ⅢA族B．第4周期ⅦA族
C．第3周期ⅣB族D．第3周期ⅣA族
2.下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一元素
表中所列元素中，属于长周期元素的有（填写字母，下同）；属于主族元素的有；h元素在周期表中位置是第周期第族；e元素在周期表中的位置是第周期第族。
下列_______组元素的单质可能都是电的良导体
A.a、c、hB.h、g、kC.c、h、lD.d、e、f
3.．如表所示是元素周期表的一部分，有关说法正确的是（ ）
族周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
2
c
d
3
a
b
e
f
4.
（1）已知某主族元素的原子结构示意图：
判断其位于第几周期，第几族?
（2）某未知元素Z+的离子结构示意图为
，则元素Z在周期表中位置为。
（3）周期表中，从第几周期出现副族元素?
。
A
B
C
【能力提高】A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如
右图所示。
已知B、C两元素的原子序数之和为A元素
的原子序数的4倍，则A、B、C依次为（）
A．C、Al、PB．N、Si、SC．O、P、ClD．F、S、Ar
（第2课时核素）
课前自主预习
【知识点1】原子的构成
（带电）
（带电）
原子
。
公式：
质量数（A）＝（Z）＋（N）
原子序数===
【知识点2】元素、核素、同位素
1.元素：
具有相同 同一类原子的总称。
2.核素：
具有一定数目的 和一定数目的 的一种原子核素常用符号 表示
3.同位素：
相同而 不同的同一元素的 互称为同位素。
（思考1）：
同种元素可以有______种核素。
同一元素的不同核素之间互称_________
﹝思考2﹞氢元素有三种核素；氧元素有三种核素；碳元素有三种核素
【击破考点】
1.元素、核素、同位素三者之间的关系如何？
※知识运用导练※
1、有以下一些微粒：
①
②
③
④
⑤
①其中互为同位素的是和
②质量数相等但不能互为同位素的是和
③中子数相等，但质子数不等的是和。
④共有种核素，种元素。
2、下列各组中属于同位素的是（）
A．40K与40CaB．T2O和H2OC．40K与39KD．金刚石与石墨
1、
H、
H、
H、H+、H2是（）
A．氢的五种同位素B．五种氢元素
C．氢的五种核素D．氢元素的五种不同粒子
2、下列各组粒子属于同位素的是（）
A．
Cl和
ClB．
K和
CaC．O2和O3D．H2O和D2O
3、放射性原子在人类生活中的很多地方有着特殊的作用，对人类的科学研究有很大的帮助，其中最主要的作用是作为示踪原子。
最近医学界通过用放射性14C的羧酸衍生物在特定条件下可通过断裂DNA来杀死细胞，从而抑制艾滋病。
下面有关14C的叙述正确的是（）
A．14C与14N含有相同的中子数B．14C与C60互为同位素
C．14C与C60中普通碳原子的化学性质不同D．14C与12C互为同位素
4、下列说法正确的是（）
①氘和氚是质量数不同、质子数相同的氢的两种同位素；②氢元素是指
H；③
H、
H、
H是氢的三种同位素，是同一元素的三种原子；④
H和
H的化学性质几乎完全相同。
A．②③B．③④C．①③④D．②③④
5、填表：
质子数
中子数
电子数
2713Al
168O2－
19
20
18
17
20
18
【能力提高】某元素二价阳离子核外有18个电子，质量数为42，该元素原子的原子核中的中子数为（）
A．18B．20C．22D．16
3、某元素原子最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为（）
A．3B．7C．8D．10
第3课时元素周期律
※课前自主预习※
【知识点1】元素周期律的内容和实质
内容
元素性质随着元素 递增而 变化。
实质
元素性质的周期性递变是 变化的必然结果。
核外电子排布
最外层电子数由 递增至 （若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。
原子
半径
原子半径由 （稀有气体元素除外）呈周期性变化。
主要
化合价
最高正价由 递变到 ，从中部开始有负价，从 递变至 。
（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。
最高正价数= ＝主族 （OF无正价）
+ ＝8
元素及
化合物
的性质
金属性逐渐 ，非金属性 ，最高氧化物的水化物的碱性渐 ，酸性 ，呈周期性变化。
这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。
【考点分组交流1】根据元素周期律判断同周期、同族元素有什么样的递变规律？
性质
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子半径
电子层结构
失电子能力
得电子能力
金属性（还原性）
非金属性（氧化性）
最高价氧化物对应水化物的酸性、碱性
非金属气态氢化物的形成难易程度、稳定性
【考点分组交流2】
1.碱金属元素原子结构有何相似性和递变性？
碱金属元素的化学性质有什么相似性和递变性呢？
2.卤族元素原子结构有何相似性和递变性？
卤族元素的化学性质有什么相似性和递变性呢？
【考点分组交流3】由元素周期律推知，元素的金属性最强（不包括放射性元素），位于元素周期表中的位置是；元素的非金属性最强，位于元素周期表中的位置是。
※知识运用导练※
1.某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子（）
A．4B．5C.6D．7
2、关于钠和钾元素的比较中，不正确的是
A．钾原子失电子比钠原子容易B．钾离子氧化性比钠离子强
C．钾与水反应比钠剧烈D．KOH碱性比NaOH强
3、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．气态氢化物稳定性逐渐增强D．单质氧化性逐渐增强
4、下列对碱金属性质的叙述中，正确的是（）
A．单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物
B．铯的密度比水小，能像钠一样浮在水面上
C．金属锂应浸没在煤油里保存
D．碱金属单质与水反应都生成碱和氢气
5、下列碱金属中密度最小，熔沸点最高的是（）
A．锂B．钠C．钾D．铯
6、砹原子序数85，与F、Cl、Br、I同族，推测砹或砹的化合物不可能具有性质是（）
A．砹是有色固体B．非金属性：
At＞I
C．HAt非常稳定D．I2可以把At2从At的可溶性的盐溶液置换出来。
7、随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱的一组是（）
A．I2、Br2、Cl2、F2 B．F2、Cl2、Br2、I2
C．F－、Cl－、Br－、I－ D．Li、Na、K、Rb
8、电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：
HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（）
A．原子半径X＞Y＞ZB．气态氢化物稳定性X＞Y＞Z
C．元素原子得电子能力X＞Y＞ZD．单质与氢气反应难易X＞Y＞Z
9、按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（）
A．原子半径逐渐增大B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大D．气态氢化物稳定性逐渐增大
10、元素的性质呈周期性变化的根本原因是（）
A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变
B．元素的原子半径呈周期性变化
C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化
11、下列各组元素性质的递变情况错误的是（）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、C1元素最高正价依次升高
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的电子层数依次增多
12、下列递变规律正确的是（）
A．O、S、Na、K原子半径依次增大
B．Na、Mg、Al、Si的还原性依次增强
C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
D．KOH、Ca（OH）2、Mg（OH）2、A1（OH）3的碱性依次增强
13、第四周期某主族元素的原子，它的最外电子层上有2个电子，下列关于此元素的叙述正确的是（）
A、原子半径比钾的原子半径大B、氯化物难溶于水
C、原子半径比镁的原子半径大D、碳酸盐易溶于水
14.下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是（）
A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多
B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强
C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强
D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强
15.你能根据上述归纳和非金属性强弱的比较依据判断下列物质性质大小吗？
酸性：
HClO4”或“<”，下同）
稳定性：
HF还原性：
F–16.第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）Na；
17.推测Si、N最简单氢化物的稳定性N大于Si（填化学式）。
18、元素X最高价氧化物对应水化物的化学式HXO4，则其气态氢化物化学式HX
；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是__________________________________。
19、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，与铝是同主族元素，元素符号是Tl，以下对铊的性质推断不正确的是（）
A．铊是易导电的银白色金属B．能生成＋3价离子
C．氢氧化铊是两性氢氧化物D．Tl3+的氧化性比Al3+弱
20、某元素X的气态氢化物的分子式为H2X，则X的最高正价含氧酸的分子式为（）
A． H2XO3B．H2XO4C．HXO3D．HXO4
21.下列排列顺序不正确的是（）
A．原子半径：
钠＞硫＞氯
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4
C．最高正化合价：
氯＞硫＞磷
D．热稳定性：
碘化氢＞溴化氢＞氯化氢
22、下列元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最弱的是（）
A．SiB．PC．SD．Cl
23、下列说法中正确的是（）
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子
（第4课时化学键）
※课前自主预习※
【知识点1】化学键
1.化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
2.离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
概念
结合成化合物的静电作用叫离子键
之间通过所形成的相互作用叫做共价键
成键方式
通过电子达到稳定结构
通过形成电子对达到稳定结构
成键粒子
成键元素
活泼与活泼元素之间（特殊：
NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）
元素之间
离子化合物：
由构成的化合物叫做离子化合物。
（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：
原子间通过形成分子的化合物叫做共价化合物。
（只有共价键）
共价键（简称极性键）：
由原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
共价键（简称非极性键）：
由原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
【考点分组交流1】
1.含有离子键的化合物一定是离子化合物。
那么含有共价键的化合物是否一定是共价化合物呢？
离子化合物NaOH、NH4Cl、CaCl2中含有共价键吗？
2.用电子式表示H2、Cl2、HCl、H2O的形成过程为：
3.共价键的电子式表示法和离子键的表示法有哪些区别？
3.下列哪些物质中存在离子键吗？
Na2OCaC2KOHNaNO3Na2O2CCl4MgCl2H2SO4NH4Cl
※知识运用导练※
1.写出下列离子化合物电子式：
NaCl、KBr、MgO
Na2S、Na2O___、CaCl2___
2.用电子式表示KI和MgBr2的形成过程：
3、下列表示化合物的形成过程的电子式正确的是（）
A．
B．
C．
D．
4、下列不属于离子化合物的是（）
A．Na2O2B．CaF2C．H2SO4D．Ba（OH）2
5、下列各组指定原子序数的元素，能形成AB2型离子化合物的是（）
A．11和6B．12和9C．6和8D．19和16
6、XY2是离子化合物，X和Y离子的电子层结构都与氖原子相同，则X、Y分别为（）
A．Ca和ClB．K和SC．Ca和FD．Mg和F
7、下列表示电子式的形成过程正确的是（）
8、下列说法正确的是（）
A．只由非金属元素形成的化合物一定不是离子化合物
B．离子化合物中的阳离子只能是金属离子
C．ⅠA族和ⅦA族原子化合时，一定生成离子键
D．含有离子键的化合物一定是离子化合物
9、某化合物XY2中，各离子的电子层结构相同，且电子总数为54，则XY2的化学式为________________，电子式为________________。
10.写出下列物质的电子式：
Br2N2HF
H2SCO2O2
NH3
8.用电子式表示下列化合物的形成过程：
①HBr
②H2O
③NH3
④CO2
9.下列物质中不属于共价化合物的是（）
A．HClB．CH4C．CO2D．NaOH。
10.下列说法正确的是（）
A．含有离子键的化合物一定是离子化合物
B．含有共价键的化合物一定是共价化合物
C．共价化合物中可以含有离子键
D．离子化合物中不可能含有共价键
11、下列电子式书写正确的是（）
12、下列物质中，既有离子键又有共价键的是（）
A．CaCl2B．KOHC．H2OD．HF
13.下列物质中含有非极性键的是；含有极性键的是。
A．H2O B．N2 C．NaI D．Na2O2
E．NaOH F．CO2G．MgCl2
14.下列物质中：
H2O、H2O2、Ca（OH）2、Na2O、、Na2O2、I2、Ne、CaCl2、NaOH，只含有离子键的是，只含有极性键的是，只含有非极性键的是，既有离子键又有极性键的是，既有离子键又有非极性键的是，既有极性键又有非极性键的是，属于共价化合物的是，属于离子化合物的是。
15、下列各组物质中，化学键类型完全相同的化合物是（）
A．CO2和H2OB．NaCl和HCl
C．Cl2和SO2D．KCl和CCl4
16、下列说法正确的是（）
A．由非金属元素组成的化合物有可能是离子化合物
B．两种不同元素组成的化合物中一定不含非极性键
C．双原子分子中的共价键一定是非极性键
D．气态单质分子中一定含有非极性共价键
17、H2O2是含有非极性键的共价化合物，你能写出其电子式吗？
18.Na2O2是含有非极性键的离子化合物，你能写出其电子式吗？
19、下列化合物的结构中，既有离子键又有非极性共价键的是（）
A．H2SO4B．H2O2C．NaOHD．Na2O2
20、下列电子式中正确的是（）。
A.B.
C.D.
（一）元素周期律
1、元素周期律的内容和实质
内容
元素性质随着元素 递增而 变化。
实质
元素性质的周期性递变是 变化的必然结果。
核外电子排布
最外层电子数由 递增至 （若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。
原子
半径
原子半径由 （稀有气体元素除外）呈周期性变化。
主要
化合价
最高正价由 递变到 ，从中部开始有负价，从 递变至 。
（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。
最高正价数= ＝主族 （F无正价）
+ ＝8
元素及
化合物
的性质
金属性逐渐 ，非金属性 ，最高氧化物的水化物的碱性渐 ，酸性 ，呈周期性变化。
这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。
〖总结规律〗
微粒半径大小比较规律
（1）具体规律：
同周期元素的原子半径随核电荷数的增大（从左到右）而减小（稀有气体除外），如：
r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（S）＞r（Cl）；同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大（自上而下）而增大。
如：
r（F）＜r（Cl）＜r（Br）＜r（I），r（F–）＜r（Cl–）＜r（Br–）＜r（I–）。
电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
（阴前阳后，径小序大。
）如：
r（S2–）＞r（Cl–）＞r（K+）＞r（Ca2+）。
③阳离子半径小于相应原子半径，如r（Na+）＜r（Na）；阴离子半径大于相应原子半径，如r（Cl–）＞r（Cl）；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小如r（Fe2+）＞r（Fe3+）。
（2）比较粒子（包括原子、离子）半径的方法——三看：
一看电子层数——电子层数越多，半径越大；二看核电荷数——电子层数相同时，核电荷数（质子数）越多半径越小；三看化合价——核电荷数相同时（即同种元素形成的微粒），元素化合价越高，半径越小。
〖典型应用4〗
1、下列微粒半径之比大于1的是（）
A．
B．
C．
D．
2、有a、b、c、d四种主族元素，a、b的阳离子与c、d的阴离子具有相同的电子层结构，a阳离子的正电荷数小于b阳离子的正电荷数，c阴离子的负电荷数大于d阴离子的负电荷数，则它们的离子半径的关系是（）
A.a＞b＞c＞dB.b＞a＞d＞c
C.c＞a＞d＞bD.c＞d＞a＞b
2、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子、金属性越。
判
断
依
据
1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性 。
2.单质与水或非氧化性酸（如盐酸）反应越 ，金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越强，金属性越强。
4.最高价氧化物对应水化物碱性 ，金属性越强。
5.若xn++y—→x+ym+，则y比x金属性 。
非
金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越 。
判
断
方
法
1.与H2化合越易，气态氢化物越 ，非金属性越 。
2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性 。
3.最高价氧化物的水化物酸性越 ，非金属性越 。
4.An–+B——→Bm–+A则B比A非金属性强。
如：
NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2
（1）同周期比较：
金属性：
Na＞Mg＞Al
与酸或水反应：
从易→难
碱性：
NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3
非金属性：
Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反应：
从难→易
氢化物稳定性：
SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性（含氧酸）：
H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（2）同主族比较：
金属性：
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
与酸或水反应：
从难→易
碱性：
LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
还原性（失电子能力）：
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性（得电子能力）：
Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金属性：
F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）
单质与氢气反应：
从易→难
氢化物稳定：
HF＞HCl＞HBr＞HI
氧化性：
F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：
F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性（无氧酸）：
HF＜HCl＜HBr＜HI
（二）元素周期表的结构
1、俄国化学家发现了元素周期律，编制了第一张元素周期表，元素周期表是的具体表现形式；
2、原子序数＝核电荷数＝＝；
3、元素周期表共有个周期，其中，l、2、3周期称为；元素周期表中共有个纵列，其中第8、9、l0三个纵列称为族；第18纵列称为；其余14个纵列，每个纵列为一族，有和之分。
元素周期表中第3～12列中的元素称为元素。
元素周期表还对金属元素和非金属元素进行了分区，如果沿着元素周期表中与的交界处画一条虚线，虚线的左面是，右面是。
位于虚线附近的元素，既表现的某些性质，又表现；所含元素种类最多的周期是；最多的列是；周期表中现有非金属元素种。
（三）“位—构—性”关系及应用
1、周期序数＝；主族序数＝。
2、元素的最高正价＝主族序数＝最外层电子数＝价电子数；
主族非金属元素的负化合价＝主族序数－8＝最外层电子数－8。
3、第三周期元素性质的递变规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
（1）电子排布
电子层数相同，最外层电子数依次增加
（2）原子半径
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