高三化学物质结构 元素周期律核心考点总结.docx

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高三化学物质结构元素周期律核心考点总结

物质结构、元素周期律

授课主题

高一物质结构元素周期律

教学目的

1、掌握元素周期表的结构以及周期和族的概念

2、掌握对原子结构和位置间的关系的推导

3、认识元素周期表和元素周期律的关系

教学重点

1、同周期、同主族的性质变化规律

2、元素原子结构、位置、性质之间的关系

教学内容

第一节　元素周期表

一、元素周期表（门捷列夫）

1.编排原则：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

称为周期（周期序数＝原子的电子层数）

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

称为族

主族序数＝原子最外层电子数＝元素的最高正化合价

2.结构特点：

核外电子层数元素种类

第一周期

（2）12种元素

短周期第二周期（10）28种元素

周期第三周期（18）38种元素

元（7个横行）第四周期（36）418种元素

素（7个周期）第五周期（54）518种元素

周长周期第六周期（86）632种元素（镧系元素）

期第七周期（118）732种元素（锕系元素）

表主族：

ⅠA～ⅡA、ⅢA～ⅦA共7个主族

族副族：

ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族

（18个纵行）第Ⅷ族：

三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间

（16个族）零族：

稀有气体

第ⅠA族（氢除外）：

碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs钫Fr）

第ⅡA族：

碱土金属元素（铍Be镁Mg钙Ca锶Sr钡Ba镭Ra）

第ⅢA族：

硼元素（硼B铝Al镓Ga铟In铊Tl）第ⅣA族：

碳元素（碳C硅Si锗Ge锡Sn铅Pb）

第ⅤA族：

氮元素（氮N磷P砷As锑Sb铋Bi）第ⅥA族：

氧元素（氧O硫S硒Se碲Te钋Po）

第ⅦA族：

卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I砹At）

0族：

稀有气体元素（氦He氖Ne氩Ar氪Kr氙Xe氡Rn）

二、元素的性质与原子结构

1、碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs）

①原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱

②除铯Cs外，其余都是银白色，柔软，有延展性

③密度都比较小，由上往下，密度逐渐增大（钾K除外ρ（K）＝0.86g/cm3＜ρ（Na）＝0.97g/cm3）

④熔点比较低，导热性导电性好，由上往下，熔沸点逐渐降低

碱金属的化学性质：

相似性和递变性

相似性：

①都能与氧气等非金属反应

4Li+O2

2Li2O2Na+S

Na2S

②都能与水反应，生成氢氧化物和氢气

③均为强还原剂：

M－e－==M+（M代表碱金属）

从锂到铯递变规律：

①与氧气反应越来越剧烈。

②与水反应越来越剧烈。

③金属性逐渐增强。

2、卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I）

①原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱

②F2淡黄绿色气体Cl2黄绿色气体Br2深红棕色液体I2紫黑色固体

③由上往下，密度逐渐增大④由上往下，熔沸点逐渐升高

化学性质的相似性和递变性：

（1）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1个电子，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。

（2）从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。

表现：

①与H2反应渐难；

②与氢气化合由易到难，生成的HX的稳定性逐渐减弱；

③最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：

　　　HClO4＞HBrO4＞HIO4　（F无正价）

（3）置换反应：

Cl2＋2Br－＝2Cl－＋Br2

Br2＋2I－＝2Br－＋I2

Cl2＋2I－＝2Cl－＋I2

结论：

同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

原因：

同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。

三、核素

质子（Z个）

原子核注意：

中子（N个）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

Z

1.原子（AX）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

核外电子（Z个）

2.元素、核素、同位素

元素：

具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

氕1H、氘2H、氚3H各为一种核素

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

（对于原子来说）

氕1H、氘2H、氚3H互称同位素（同一元素的不同核素互称同位素）

第二节　元素周期律

一、核外电子的排布

★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

原子核外电子的排布规律：

①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；

③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：

一（能量最低）二三四五六七

对应表示符号：

KLMNOPQ

二、元素周期律

1.元素周期律：

元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

2.同周期元素性质递变规律

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

原子半径依次减小

—

（3）主要化合价

＋1

＋2

＋3

＋4

－4

＋5

－3

＋6

－2

＋7

－1

—

（4）金属性、非金属性

金属性减弱，非金属性增加

—

（5）单质与水或酸置换难易

冷水

剧烈

热水与

酸快

与酸反

应慢

——

—

（6）氢化物的化学式

——

SiH4

PH3

H2S

HCl

—

（7）与H2化合的难易

——

由难到易

—

（8）氢化物的稳定性

——

稳定性增强

—

（9）最高价氧化物的化学式

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

—

最高价氧化物对应水化物

（10）化学式

NaOH

Mg（OH）2

Al（OH）3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

—

（11）酸碱性

强碱

中强碱

两性氢

氧化物

弱酸

中强

酸

强酸

很强

的酸

—

（12）变化规律

碱性减弱，酸性增强

—

第2周期元素

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

气态氢化物

——

——

——

CH4

NH3

H2O

HF

——

最高价氧化物对应的水化物

LiOH

Be（OH）2

——

H2CO3

HNO3

——

——

——

★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（1）金属性强（弱）

①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；

③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

④单质还原性强（弱）

（2）非金属性强（弱）

①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

⑤单质氧化性强（弱）

（Ⅰ）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

单质还原性：

Na＞Mg＞Al

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

单质氧化性：

Si＜P＜S＜Cl

（Ⅱ）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

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

（Ⅲ）

金属性：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

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

氧化性：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

还原性：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

酸性（无氧酸）：

HF＜HCl＜HBr＜HI

比较粒子（包括原子、离子）半径的方法：

（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

r（Li）＜r（Na）＜r（K）

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞（Mg2＋）＞r（Al3＋）

（3）电子层数和核电荷数都相同时，比较电子数r（Cl）＜r（Cl－）

三、元素周期表和元素周期表的应用

1、从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）从上到下原子半径逐渐增大

2、原子半径越大，失电子越容易，还原性越强，其离子的氧化性越弱

3、原子半径越小，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱

4、Cs是金属性最强的元素；F是非金属性最强的元素

5、非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8

第三节　化学键

一、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

1.离子键与共价键的比较

键型

离子键

共价键

概念

阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

成键方式

通过得失电子达到稳定结构

通过形成共用电子对达到稳定结构

成键粒子

阴、阳离子

原子

成键元素

活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：

NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）

非金属元素之间

离子化合物：

由离子键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：

原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

（只有共价键）

大多数盐类：

NaCl、K2SO4、NH4NO4、CaCO3、Na2S

离子化合物较活泼的金属氧化物：

Na2O、CaO、MgO、Al2O3

判断强碱：

NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2

非金属氧化物、非金属氢化物等：

SO2、、N2O5、NH3、H2S、SiC、CH4

共价化合物

酸类：

HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH

极性共价键（简称极性键）不对称：

由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键

非极性共价键（简称非极性键）对称：

由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.电子式：

在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

（1）电荷：

用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。

（2）[]（方括号）：

离子键形成的物质中的阴离子或铵根离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

形成过程：

左边是原子的电子式，右边是物质的电子式

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