高中化學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表復(fù)習(xí)省公開課一等獎全國示范課微課金獎?wù)n件

一、原子結(jié)構(gòu)1、原子組成2、原子核外電子排布二、元素周期律和元素周期表1、元素周期律2、元素周期表（1）周期表結(jié)構(gòu)（2）原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素在周期表中位置關(guān)系三、化學(xué)鍵

《物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律》復(fù)習(xí)課第1頁相對質(zhì)量為約為1帶1個(gè)單位正電荷質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=原子序數(shù)=核外電子數(shù)相對質(zhì)量為約為1不顯電性質(zhì)量僅為質(zhì)子質(zhì)量1/1836帶1個(gè)單位負(fù)電荷元素化學(xué)性質(zhì)主要決定于原子價(jià)電子數(shù)（最外層電子數(shù)）

質(zhì)子Z個(gè)（+）

中子（A-Z）個(gè)原子原子核（+）核外電子（-）Z個(gè)

決定元素種類核外電子數(shù)=Z+n核外電子數(shù)=Z－n質(zhì)量關(guān)系：A=Z+N主要等量關(guān)系：電量關(guān)系：離子Xn-AZ原子離子Xn+AZ一、原子結(jié)構(gòu)決定同種元素不一樣種原子核外電子排布與改變決定元素性質(zhì)第2頁1、各電子層最多容納電子數(shù)為2n2

(KLMNOPQ)2、最外層電子數(shù)不超出8個(gè)（K層為最外層時(shí)不超出2個(gè)）3、次外層電子數(shù)不超出18個(gè)

核外電子總是盡先排布在能量最低電子層里。離核越近能量越低。練習(xí)：請畫出54號元素Xe原子結(jié)構(gòu)示意圖。核外電子排布普通規(guī)律：

一低四不超第3頁二、元素周期律和元素周期表核外電子排布周期性元素性質(zhì)周期性決定元素周期律歸納元素周期表編制注意：A、主族元素化合價(jià)判斷

B、微粒半徑比較

C、金屬性與非金屬性強(qiáng)弱判斷D、周期表結(jié)構(gòu)E、原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素在周期表中位置關(guān)系第4頁

比較微粒半徑大小規(guī)律

⑴

同周期元素原子半徑從左到右逐步減小

⑵

同主族元素原子或離子半徑從上到下逐步增大

⑷同種元素微粒：價(jià)態(tài)越低，微粒半徑越大即：陽離子<中性原子<陰離子⑶含有相同電子層結(jié)構(gòu)離子，核電荷數(shù)越大離子半徑越小

Na>Mg>Al>Si

Li<Na<KF-

<Cl-<Br-

O2-

>F->Na+>Mg2+>Al3+

(第二周期陰離子）(第三周期陽離子）Fe+3<Fe2+<FeH+<H<H-“陰上陽下、序小徑大”第5頁練習(xí)1：圖中只畫出了元素周期表框圖，請?jiān)趫D中標(biāo)明:（1）族序數(shù)；（2）1~20號元素符號；（3）鑭、錒系；（4）稀有氣體原子序數(shù)。1234567ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0HHeLiNeBeBCNOFNaMgKCaAlSiPSClAr鑭系錒系每七天期元素種類依次為：2、8、8、18、18、32、2621018365486第6頁

元素周期表中元素結(jié)構(gòu)、位置、性質(zhì)遞變規(guī)律

內(nèi)容同周期（左到右）同主族（上到下）原子半徑

電子層結(jié)構(gòu)失電子能力得電子能力金屬性、非金屬性單質(zhì)還原性、氧化性主要化合價(jià)最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物酸堿性非金屬元素氣態(tài)氫化物形成與穩(wěn)定性、還原性大→小小→大

電子層數(shù)相同、最外層電子增多逐步減小逐步增大逐步增大逐步減小金屬性減、非金屬性增金屬性增、非金屬性減最高正價(jià)+1→+7最高正價(jià)=族序數(shù)

堿性逐步減弱酸性逐步增強(qiáng)堿性逐步增強(qiáng)酸性逐步減弱形成：難→易穩(wěn)定性：弱→強(qiáng)還原性：強(qiáng)→弱形成：易→難穩(wěn)定性：強(qiáng)→弱還原性：弱→強(qiáng)

電子層數(shù)增多最外層電子數(shù)相同還原性減、氧化性增還原性增、氧化性減第7頁A.推斷元素位置、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)元素名稱元素特征周期數(shù)、族數(shù)原子序數(shù)原子量物理或化學(xué)特征原子結(jié)構(gòu)特征含量等其它特征元素性質(zhì)原子或離子結(jié)構(gòu)最高或最低化合價(jià)依據(jù)分子式計(jì)算依據(jù)化學(xué)方程式計(jì)算

周期表應(yīng)用第8頁B特殊知識點(diǎn)找元素之最最活潑金屬Cs、最活潑非金屬F2最輕金屬Li、最輕非金屬H2最高熔沸點(diǎn)是C、最低熔沸點(diǎn)是He最穩(wěn)定氣態(tài)氫化物HF，含H%最大是CH4最強(qiáng)酸HClO4、最強(qiáng)堿CsOH地殼中含量最多金屬和非金屬AlO找半導(dǎo)體：在“折線”附近SiGeGa找農(nóng)藥：在磷附近PAsSClF找催化劑、耐高溫、耐腐蝕材料：過渡元素FeNiPtPdRh第9頁C比較或推斷一些性質(zhì)比較同族元素金屬性Ba>Ca>Mg

非金屬性F>Cl>Br

最高價(jià)氧化物水化物酸堿性 KOH>NaOH>LiOH

氫化物穩(wěn)定性CH4>SiH4比較同周期元素及其化合物性質(zhì)堿性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

穩(wěn)定性:HF>H2O>NH3比較不一樣周期元素性質(zhì)（先找出與其同周期元素參考）推斷一些未知元素及其化合物性質(zhì)比如：Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，則Be(OH)2更難溶比如：金屬性Mg<Ca，則Ca>Al可知堿性Ca(OH)2>Al(OH)3第10頁相鄰原子之間強(qiáng)烈相互作用。三、化學(xué)鍵離子鍵共價(jià)鍵概念成鍵微粒成鍵條件存在（舉例）*鍵強(qiáng)弱判斷分類類型比較陰、陽離子間經(jīng)過靜電作用所形成化學(xué)鍵陰、陽離子得失電子離子化合物如NaCl、銨鹽離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強(qiáng)（離子化合物熔沸點(diǎn)越高）原子間經(jīng)過共用電子對所形成化學(xué)鍵。原子電子對共用非金屬單質(zhì)：H2共價(jià)化合物：HCl一些離子化合物通常原子半徑越小，共用電子對越多，共價(jià)鍵越強(qiáng)，形成單質(zhì)或化合物越穩(wěn)定極性鍵和非極性鍵第