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高三化学物质结构 元素周期律复习集体备课教案-人教版

物质结构 元素周期律

【考纲要求】

1.了解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核

外电子数,以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。能很好地区分原子的真实质量,同位素的原子量、质量数, 元素的原子量及元素近似原子量

2.以第1、2、3周期的元素为例,掌握核外电子排布规律。

3. 掌握电子式、原子结构示意图、分子式、结构式和结构简式的表示方法。

一、复习提纲 中子N

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(核素) 原子核 质子Z

原子结构 : 决定原子呈电中性 电子数(Z 个): 化学性质及最高正价和族序数 体积小,运动速率高(近光速),无固定轨道

核外电子 运动特征

电子云(比喻) 小黑点的意义、小黑点密度的意义。

排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子(离子)的电子式、原子结构示意图

随着原子序数(核电荷数)的递增:元素的性质呈现周期性变化:

①、原子最外层电子数呈周期性变化

元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素(个别除外)排成一个纵行。 ①、短周期(一、二、三周期) 周期(7个横行) ②、长周期(四、五、六周期) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体)

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数

②、原子半径

性质递变 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

决定 编排依据 具体表现形式

X)

(A Z 七

主七

副零和八

三长三短一

不全

电子层数:相同条件下,电子层越多,半径越大。

判断的依据核电荷数相同条件下,核电荷数越多,半径越小。

最外层电子数相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li

具体规律: 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F--

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如:F-> Na+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性(电解中在阴极上得电子的先后)

④互相置换反应

依据:⑤原电池反应中正负极

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱

金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性

性强弱的判断④互相置换反应

①、同周期元素的金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:Na>Mg>Al;非金属性,

随荷电荷数的增加而增大,如:Si

规律:②、同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大,如:Li

金属性,随荷电荷数的增加而减小,如:F>Cl>Br>I。

③、金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

定义:以12C原子质量的1/12(约1.66×10-27kg)作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制(SI)单位为一,符号为1(单位1一般不写)

原子质量:指原子的真实质量,也称绝对质量,是通过精密的实验测得的。

如:一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。

核素的相对原子质量:各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有

几种同位素,就应有几种不同的核素的相对原子质量,相对原子质量诸量比较:如35Cl为34.969,37Cl为36.966。

(原子量)核素的近似相对原子质量:是对核素的相对原子质量取近似整数值,数值上与

该核素的质量数相等。如:35Cl为35,37Cl为37。

元素的相对原子质量:是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出

的平均值。如:Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%

元素的近似相对原子质量:用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与

其丰度的乘积之和。

注意:①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。

②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。

定义:核电荷数相同,中子数不同的核素,互称为同位素。(即:同种元素的不同原子或核素) 同位素 ①、结构上,质子数相同而中子数不同;

特点: ②、性质上,化学性质几乎完全相同,只是某些物理性质略有不同; ③、存在上,在天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,同位素的原子(个数

不是质量)百分含量一般是不变的(即丰度一定)。

1、定义:相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 ①、定义:阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 ②、存在:离子化合物(NaCl 、NaOH 、Na 2O 2等);离子晶体。

①、定义:原子间通过共用电子对所形成的化学键。

②、存在:共价化合物,非金属单质、离子化合物中(如:NaOH 、Na 2O 2);

共价键 分子、原子、离子晶体。 2、分类 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质

③、分类:

双方提供:共价键

单方提供:配位键 如:NH 4+、H 3O +

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金属键:金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

3、键参数 键长

4、表示方式:电子式、结构式、结构简式(后两者适用于共价键)

定义:把分子聚集在一起的作用力

分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关。

作用:对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用 ②、形成条件:第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间(NH 3、H 2O )

③、对物质性质的影响:使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式:F -—H ···F -—H ···F -—H ···←代表氢键。

氢键 O O

H H H H

O

H H

⑤、说明:氢键是一种分子间静电作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍

强;是一种较强的分子间作用力。

离子键 不同原子间 存在 相同原子间 分子的极性 分子的稳定性

分子的空间构型 决定分子的极性 决定

定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。

非极性分子

双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O

2

H 2、Cl 2等。

举例: 只含非极性键的多原子分子如:O 3、P 4等

分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如:CO 2、CS 2(直线型)、CH 4、CCl 4(正四面体型)

极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。

举例 双原子分子:含极性键的双原子分子如:HCl 、NO 、CO 等

多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如:NH 3(三角锥型)、H 2O (折线型或V 型)、H 2O 2

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离子晶体

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固体物质 分子晶体

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原子晶体

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①构成微粒:离子

②微粒之间的相互作用:离子键

③举例:CaF 2、KNO 3、CsCl 、NaCl 、Na 2O 等

NaCl 型晶体:每个Na +同时吸引6个Cl -离子,每个Cl -同

结构特点 时吸引6个Na +;Na +与Cl -以离子键结合,个数比为1:1。

④微粒空间排列特点:

CsCl 型晶体:每个Cs +同时吸引8个Cl -离子,每个Cl -同时

吸引8个Cs +;Cs +与Cl -以离子键结合,个数比为1:1。

离子晶体: ⑤说明:离子晶体中不存在单个分子,化学式表示离子个数比的式子。

①、硬度大,难于压缩,具有较高熔点和沸点;

性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电,但在受热熔化或溶于水时可以导电;

③、溶解性:(参见溶解性表)

晶体晶胞中微粒个数的计算:顶点,占1/8;棱上,占1/4;面心,占1/2;体心,占1

①、构成微粒:分子

结构特点②、微粒之间的相互作用:分子间作用力

③、空间排列:(CO 2如右图)

分子晶体: ④、举例:SO 2、S 、CO 2、Cl 2等

①、硬度小,熔点和沸点低,分子间作用力越大,熔沸点越高;

性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电;

③、溶解性:遵守“相似相溶原理”:即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂,

极性分子易溶于极性分子溶剂。

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①构成微粒:原子

②微粒之间的相互作用:共价键

③举例:SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等

Ⅰ、金刚石:(最小的环为非平面6元环)

结构特点每个C被相邻4个碳包围,处于4个C原子的中心

④微粒空间排列特点:

原子晶体:Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si,Si与Si间间插O

⑤说明:原子晶体中不存在单个分子,化学式表示原子个数比的式子。

①、硬度大,难于压缩,具有较高熔点和沸点;

性质特点②、一般不导电;

③、溶解性:难溶于一般的溶剂。

①、构成微粒:金属阳离子,自由电子;

结构特点②、微粒之间的相互作用:金属键

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③、空间排列:

金属晶体:④、举例:Cu、Au、Na等

①、良好的导电性;

性质特点②、良好的导热性;

③、良好的延展性和具有金属光泽。

①、层状结构

结构:②、层内C——C之间为共价键;层与层之间为分子间作用力;

过渡型晶体(石墨):③、空间排列:(如图)

性质:熔沸点高;容易滑动;硬度小;能导电。

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二、复习内容

第一节原子结构

一、A Z X

质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数

质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数

离子电荷数=质子数-核外电子数

【例题】同温同压下,等体积的两个密闭容器中分别充满12C18O和14N2两种气体,下列说法正确的是

A.质子数相等,质量不等

B.分子数和质量分别不等

C.分子数和质量都相等

D.原子数、中子数和质子数都相等

【练习】1.核内中子数为N的R2+离子,质量数为A,则n g 它的氧化物中所含质子的物质的量是

A. n(A-N+8)/(A+16)mol

B. n(A-N+10)/(A+16) mol

C. (A-N+2)mol D .n(A-N+6)/A mol

2.某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,该元素的核电荷数为

A.11 B.15 C.17 D.34

3.法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是

A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4

C.在周期表中与氢元素占同一位置D.该粒子质量比氢原子大

4.下列四图中,白球代表氢原子,黑球代表氦原子。表示等质量的氢气与氦气混合气体的是

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5.美国科学家将两种元素铅和氪的原子核对撞,获得了一种质子数为118、中子数为175的超重元素,该元素原子核内的中子数和核外电子数之差为

A. 57

B. 7

C. 61

D. 293

6.据报道,俄罗斯科学家最近合成出第114号元素的原子。该原子的质量数是289,存在时间达30s,这项成果具有重要意义。以下叙述不正确的是

A.该元素属于第七周期

B.该元素位于ⅢA族

C.该元素为金属元素,性质与Pb相似

D.该同位素原子含有114个电子和184个中子

二、同位素

1、同位素:

(1)要点:同——质子数相同,异——中子数不同,微粒——原子。

(2)特点:同位素的化学性质几乎完全相同;自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。

注意:同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物,如H2O和D2O是两种不同的物质。

2、同位素与同素异形体

【例题】某元素X 只能构成相对分子质量为158、160、162的三种双原子分子,此三种分子的物质的量之比为7:10:7,则下列说法正确的是

A.该元素有三种同位素

B.三种分子的平均相对分子质量为159

C.X 的一种同位素的质量数为80 D .X 的各同位素在自然界中原子个数百分数相同

【练习】1. 同位素在生产、科研和医疗诊断等方面有着十分广泛的用途。

(1)某种蔬菜施含放射性同位素15N 的氮肥,植物吸收后主要用于合成蛋白质。人食用该种蔬菜后,通过代谢15N 最终出现在 中。

A .氨基酸

B .尿素

C .氨

D .蛋白质

(2)医学上常给病人口服Na 126I 溶液来诊断甲状腺疾病。这是由于合成甲状腺激素的重要原料是

A .铁

B .钙

C .碘

D .钠

2.重水A 与普通水B 分别跟足量的金属钠反应,下列叙述正确的是

A. A 、B 的质量相等时,产生气体的体积在同温、同压下相等

B. A 、B 的质量相等时,产生气体的质量相等

C. A 、B 的物质的量相等时,产生气体的体积在同温、同压下相等

D. A 、B 的物质的量相等时,产生气体的质量相等

3.元素周期表中ⅠA 族元素有R ′和R ″两种同位素, R ′和R ″的原子量分别为a 和b ,R 元素中R ′和R ″原子的百分组成分别为 x 和 y ,则R 元素的碳酸盐的式量是

A 、2(ax+by )+60

B 、 ax+by+60

C 、(ax+by )/2+60

D 、 ay+bx+60

4.已知碳有三种常见的同位素:12C 、13C 、14C ,氧也有三种同位素:16O 、17O 、18O ,由这六种微粒构成的二氧化碳分子中,其相对分子质量最多有

A .18种 B.6种 C. 7种 D. 12种

5.下列说法中不正确的是

①质子数相同的粒子一定属于同种元素;②电子数相同的粒子不一定是同一种元素;③一种元素只能有一种质量数;④某种元素的相对原子质量取整数,就是其质量数;⑤质子数相同,电子数也相同的粒子,不可能是一种分子和一种离子;⑥同位素的性质几乎完全相同

A.①③④⑥

B.①②④⑤

C.②③⑤⑥

D.②⑤

三、相对原子质量

(1)原子的相对原子质量(同位素的相对原子质量用M 表示);以一个12C 原子质量的1/12

作为标准,其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量,单位为1,可忽略不写。

(2)元素的相对原子质量(平均值)用-M :是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相

对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。

换算关系:

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【例题】设某元素某原子核内的质子数为m ,中子数为n ,则下列叙述正确的是

A.不能由此确定该元素的相对原子质量

B.这种元素的相对原子质量为m +n

C.若碳原子质量为Wg ,此原子的质量为(m +n )Wg

D.核内中子的总质量小于质子的总质量

【练习】.某文献资料上记载的相对原子质量数据摘录如下:

24.23% 75.77% 35.485 平均

35.453 平均 37 37Cl 24.23%

36.966 37Cl 35 35Cl 75.77% 34.969 35

Cl

试回答下列问题:

(1)34.969是表示 ,(2) 35.453是表示 ,

(3)35是表示 ,(4)35.485是表示 ,

(5)24.23%是表示 。

四、原子核外电子排布

1、核外电子排布规律:

(1)核外电子是由里向外,分层排布的。

(2)各电子层最多容纳的电子数为2n 2个;最外层电子数不得超过8个,次外层电子数不

得超过18个,倒数第三层电子数不得超过32个。

(3)以上几点互相联系。核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。

2、核外电子排布的表示方法:

原子结构示意图:

①要熟练地书写1~20号元素的原子和离子结构示意图。

②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。电子式: 3、核外电子数相同的粒子规律

(1)核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。阳离子有 ;阴离子

有 ;分子有 。

(2)核外电子总数为18个电子的粒子共有16种。阳离子有 ;阴离子

有 ;分子有 。

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【例题】三氯化氮分子中每个原子最外层均达到8电子稳定结构,且氮与氯的共用电子对偏向于氮原子。则下列关于三氯化氮的叙述正确的是

A.NCl 3跟水反应的产物为NH 3和HClO

B.NCl 3跟水反应生成NH 4Cl 、O 2和Cl 2

C.在NCl 3分子中N 为+3价,跟水发生水解反应的产物是HNO 2和HCl

D.NCl 3的电子式应表示为

【练习】1.在下图所表示的微粒中,氧化性最强的是

2.

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下列电子式中,正确的是

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3.某元素原子的最外层电子数与次外层电子数相同,且最外层电子数与次外层电子数之和小于8,它是

A .锂

B .铍

C .氦

D .钙

4.下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是

Cl Cl

Cl N

A.六氟化氙(XeF 6)

B.次氯酸(HClO)

C.氯化硫(S 2Cl 2)

D.三氟化硼(BF 3)

5.下列说法正确的是

A.28 g 乙烯与28g 丙烯中均含有6N A 对共用电子对

B.1molH 2O 2完全分解时转移电子2N A 个

C.常温、常压下,3.5g 35Cl 2所含中子数为0.1N A

D.常温、常压下,22.4LO 3气体中含有3 N A 个原子

6. 化学家常用“等电子体”来预测不同物质的结构,例如CH 4与NH 4+有相同的离子及空间构型。依此原理将下表中空格填出相应的化学式:

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7.1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。O3能吸收有害紫外线,保护人类赖以生存的空间。O3分子的结构如图5,呈V 型,键角116.5℃。三个原子以一个O 原子为中心,与另外两个O 原子分别构成一个非极性共价键;中间O 原子提供2个电子,旁边两个O 原子各提供1个电子,构成一个特殊的化学键——三个O 原子均等地享有这4个电子。请回答:

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图5 O3的分子结构

(1)臭氧与氧气的关系是___________。

(2)写出下列分子与O3分子的结构最相似的是 。

A.H2O B.CO2 C.SO2 D.BeCl2

(3)分子中某原子有1对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子,那么O3分子有___________对孤对电子。

(4)O3分子是否为极性分子___________(是或否)。

(5)O3与O2间的转化是否为氧化还原反应___________(若否,请回答A 小题;若是,请回答B 小题)

A.O3具有强氧化性,它能氧化PbS为PbSO4而O2不能,试配平:

___________PbS+___________O3——___________PbSO4+___________O2 B.O3在催化剂作用下生成1molO2转移电子数___________mol

五、电子层数、核电荷数与原子半径的关系:

微粒半径大小比较规律

(1)同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。

(2)同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。

(3)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,则离子半径越小。

(4)同种元素的微粒半径:阳离子<原子<阴离子。

(5)稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。

(6)电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径,但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。

【例题】 已知短周期元素的离子a A 2+、b B +、c C 3-、d D - 都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是

A.原子半径A > B > D > C

B.原子序数C > D > B > A

C .离子半径C >

D > B > A D.单质的还原性A > B > D > C

【练习】1.有-n a X 和 m b Y 两种离子,其电子层结构相同。下列关系式或化学正确的是

A.a-n=b+m

B.a+m=b-n

C.氧化物为YOm

D.氢化物为HnX或XHn

2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素原子的

A.相对原子质量和核外电子数

B.电子层数和最外层电子数

C.相对原子质量和最外层电子数

D.电子层数和次外层电子数

3.最外层为次外层电子数的3倍的元素X,与焰色反应为黄色的Y元素形成化合物的化学式是

A.Y2X B.YX2 C.Y2X2D.YX

4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a、b、c三种离子半径大小的顺序是

A.a>b>c B.b>a>c C.c>a>b D.c>b>a

【归纳】八粒--------分子、原子团、原子、离子、原子核、质子、中子、电子

七数--------质子数、核电荷数、原子序数、中子数、质量数、离子电荷数、电子数(电子总数、最外层电子数、次外层电子数)

四个量------原子的相对原子质量、原子的近似相对原子质量、元素的相对原子质量、元素的近似相对原子质量

【热点分析】

原子结构和同位素的考查,常以重大科技成果为知识背景,寓叫教与考,突出教育性与实践性。有关原子结构和同位素的考查虽然难度小,但每年必考,其中有关核质子数、中子数质量数和电子数的计算问题,核外电子排布规律性变化与元素性质的规律性变化的内在联系是今后高考的热点知识,题型仍为填空题、选择题。比如:考查一定物质的量的物质中含有多少微粒(分子、原子、电子、质子、中子等)时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成;某些物质结构中化学键的数目。如SiO2、Si、CH4、P4;特别物质的摩尔质量,如D2O、T2O、18O2等。

【例题】用N A表示阿伏加德罗常数。下列说法正确的是

A.40g氢氧化钠中含N A个OH-

B.1mol NaHSO3晶体中含有N A个SO3-

D.31g白磷分子中,含有的共价单键数目是N A个

E.60gSiO2和12g金刚石中各含有4N A个Si-O键和C-C键

F.1.8g重水(D2O)中含N A个中子

G.1molCH3+(碳正离子)中含有电子数为10N A

【练习】

1.设N A表示阿伏加德罗常数的数值,下列说法正确的是

A.由2H和18O所组成的水11g,其中所含的中子数为N A

B.3 N A个NO2分子跟水分子充分作用,转移(偏移)的电子数为2 N A

C.在石英晶体中,N A个硅原子形成4 N A个Si-O共价键

D.在标准状况下,11.2L氖气含有N A个氖原子

2.N A表示阿伏加德罗常数的值,下列说法正确的是

A.53gNa2CO3固体含有的CO32-离子数为0.5 N A

B.0.5mol氖气含有的原子数为N A

C.常温常压下,11.2L氧气含有的分子数为0.5 N A

D. 在1mol的CH5+中所含的电子数为10N A

3. N A为阿佛加德罗常数,下列正确的是

A.80g硝酸铵含有氮原子数为2N A

B.1 L 1mol/L 的盐酸溶液中,所含氯化氢分子数为N A

C.在标准状况下,11.2 L四氯化碳所含分子数为0.5N A

D.2 L 0.1 mol·L-1的H2S溶液中,含有的H2S分子数小于0.2N A

第二节元素周期律和元素周期表

一、元素周期律的实质及内容:

1.元素周期律的实质及内容:

(1)元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化,这个规律叫元素周期律。

(2)元素周期律包括三个方面的内容,一是核外电子排布的周期性变化,二是原子半径的周期性变化,三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果,这就是元素周期律的实质。

2.几个量的关系

(1)最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正价数

(2)|负化合价|+|最高正化合价|=8 (对非金属而言,金属无负化合价)

(3)周期数=电子层数

(4)元素性质呈周期性变化

原子的最外层电子数由1→8

元素的原子半径由大→小(稀有气体突然增大,但标准不一样)

主要化合价正价+1→+7

负价—4→1

3.金属性、非金属性强弱的判断原则

金属性强弱的判断原则

①元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度

②元素的单质的还原性(或离子的氧化性)

③元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱

非金属性强弱判断原则

①与H2反应生成气态氢化物的难易或反应的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱

②元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱

③单质的氧化性(或离子的还原性)强弱

注意:金属性的强弱不等于还原性的强弱,同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。

例如I-有较强的还原性而不是金属性;Ag+有氧化性而不是非金属性。

4.周期表中部分规律总结

(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素;最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素;最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He例外)。

(2)在周期表中,第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况:①第1~3周期(短周期)元素原子序数相差1;②第4、5周期相差11;③第6、7周期相差15。

(3)每一周期排布元素的种类满足以下规律:设n为周期序数,则奇数周期中为

2)1

(2

+

n

种,偶数周期中为

2)2

(2

+

n

种。

(4)同主族相邻元素的原子序数差别有以下两种情况:①第ⅠA、ⅡA族上,上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数;②第ⅣA~ⅦA族,上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。

(5)设主族元素族序数为a,周期数为b,则有:①a/b<1时,为金属元素,其最高氧

化物为碱性氧化物,最高氧化物对应的水化物为碱;②a/b=1时,为两性元素(H 除外),其最高氧化物为两性氧化物,最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物;③a/b>1时,为非金属元素,其最高氧化物为酸性氧化物,最高氧化物对应的水化物为酸。无论是同周期还是同主族元素中,a/b 的值越小,元素的金属性越强,其最高氧化物对应水化物的碱性就越强;反之,a/b 的值越大,元素的非金属性越强,其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。

(6)元素周期表中除第Ⅷ族元素以外,原子序数为奇(或偶)数的元素,元素所在族的序数及主要化合价也为奇(或偶)数。

(7)元素周期表中金属和非金属之间有一分界线,分界线右上方的元素为非金属元素,分界线左下方的元素为金属元素(H 除外),分界线两边的元素一般既有金属性,也有非金属性。

(8)对角线规则:沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似,这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。

二、元素周期表的实质及内容:

1.元素周期表的结构

(1)周期:由电子层数决定,7个横行为7个周期。短周期指1、2、3三个周期;长周期有4、5、6三个周期;第7周期未排满,称作不完全周期。

(2)族:18个纵行,共16个族:7个主族、7个副族、1个零族,1个第Ⅷ族。主族有第1、2、13、14、15、16、17纵行,依次为IA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、VA 、ⅥA 、ⅦA ;副族有第3、4、5、6、7、11、12纵行,依次称为ⅢB 、ⅣB 、VB 、ⅥB 、ⅦB 、IB 、ⅡB ;第18纵行为零族;第8、9、10纵行为第Ⅷ族。

2.由序数确定位置的方法

由给定的原子序数与就近的稀有气体元素的原子序数的差值推出所在周期与族。

3.元素周期表的规律

高三化学物质结构 元素周期律复习集体备课教案-人教版

(2)若主族元素族序数为m ,周期数为n ,则:当m /n<1时,为金属元素,其氧化物的水化物显碱性;当m /n=1时,为两性元素(氢除外),其氧化物的水化物显两性;当m /n>1时,为非金属元素,其最高价氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中,m /n 值越小,元素的金属性越强,其对应氧化物的水化物的碱性越强;m /n 值越大,元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。

(3)对角线规则

高三化学物质结构 元素周期律复习集体备课教案-人教版

周期表中A 、B 两元素若处在如左图所示的位置,则性质相似。如Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化;BeO 和Al 203均显示两性;A1C13 和BeCl 2均为共价化合物等。

(4)微粒半径的大小:

a.同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。

b.同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。

c.同种元素的各种微粒,核外电子数越多,半径越大。

d.同电子层结构的各种微粒,核电荷数越大,离子半径越小。

另外还需注意:电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径;而电子层数多的阳离子半径则不一定大于电子层数少的阴离子半径。

4.核素与同位素

(1)相对原子质量的计算:

元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。

Ar=Ar l*a1%+Ar2*a2%+

其中Ar1、Ar2…为各种同位素的相对原子质量,a1%、a2%…为同位素的原子数百分比或同位素的原子的物质的量分数但不是质量分数。

(2)同位素的特征:

①同一元素的各种同位素(原子)虽然质量数不同,但化学性质几乎完全一样;②天然存在的元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。

物质结构元素周期律辨析26条

1. 零族不是主族,VIII 族不属于副族,隋性气体元素不属于非金属元素。

2. 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律,不是随着原子量的递增而呈周期性变化的规律。

3. 存在离子键的化合物一定是离子化合物;<1>离子化合物中可不含共价键,如:氯化钠;<2>离子化合物中可含非极性键,如:Na O CH COONa C H ONa 22365、、、C H ONa 25;<3>离子化合物中可含极性共价键,如:NaOH Na SO 、24;<4>离子化合物中可同时含有极性键和非极性键,如:CH COONa C H OH 365、;<5>离子化合物可含有配位键如:所有铵盐:()NH S 42。

4. 离子化合物一定含有离子键,不一定含有共价键;共价化合物一定不含有离子键。

5. 具有相同质子数的微粒不一定属于同一种元素,如:Ne NF H O NH 、、、23、CH 4;

Na H O NH +++、、34

;O 2-和NH -;OH -和F NH --、2等。 6. 难失电子的元素不一定得电子能力强如:稀有气体元素。

7. 微粒电子层数多的不一定半径就大,如:锂离子半径大于铝离子半径。

8. 最外层只有1个电子的元素不一定是IA 元素,可能是IB 元素如Cu 、Ag 、Au ,可能是VIB 族的Cr 、Mo ;最外层只有2个电子的元素不一定是IIA 族元素,可能是IIB 族元素如:Zn 、Cd 、Hg ,也可能是Sc 、Ti 、V 、Mn 、Fe 、Co 、Ni 等。

9. 离子化合物中不一定含有金属阳离子如:铵盐。

10. 晶体中有阳离子却不一定含有阴离子,如:金属晶体钠中只有阳离子和自由电子。

11. 含有非极性键的化合物不一定是共价化合物,如:Na O 22。

12. 组成和结构相似的物质分子量越大,熔沸点不一定越高,如:HF

HI >>。 13. 固体不一定是晶体,如:CuSO 4和Na CO 23是离子化合物,但CuSO 4和Na CO 23是粉末,CuSO H O 425?和Na CO H O 23210?是晶体。

14. 氢化物不一定是共价化合物,如固态氢化物

NaH CaH 、2是离子化合物,气态氢化物一定是共价

化合物。

15. 有金属光泽能导电的单质不一定是金属单质,如:石墨。

16. 键能越大,含该键的分子不一定就越稳定,如:叠氮酸HN 3中氮氮三键键能很大,但是HN 3却很不稳定。

17. 只由同种元素构成的物质不一定是纯净物,如:同素异形体之间构成的混合物;只由一种分子构成的物质才是纯净物,但H D T 222、、混在一起通常被认为是纯净物。

18. 凡是原子核内质子数大于1时,其中子数不少于质子数,核内中子的总质量大于质子的总质量。

19. 含氧酸盐中若含有氢,该盐不一定是酸式盐,如:Na HPO

23和NaH PO

22

均为正盐,因为

H PO

33为二元酸,H PO

32

为一元酸;酸式盐水溶液不一定显酸性,只有NaHSO3、NaH PO

24

溶液因电离呈酸性,其余酸式盐水溶液因水解而呈碱性。

20. 只由非金属元素构成的化合物不一定是共价化合物,如:NH Cl

4

21. 氢原子电子云图中,一个小黑点并不表示一个电子,只表示电子在该处空间出现的机会。

22. 并不是所有元素的原子核都由质子和中子构成,如:氕。

23. 绝大多数非金属的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8,但H、B、O、F例外。

24. 绝大多数主族元素的最高正化合价等于该元素所在的主族序数,但O、F例外。

25. 活泼金属与活泼非金属形成的化合物一般属于离子化合物,但AlCl3例外。

26. 非金属单质中一般存在非极性键(稀有气体除外),该单质的构成分子一般是非极性分子,但臭氧分子例外。

1、常见的10电子微粒中,分子有:_________________________________________________

阳离子有_______________________________________________

阴离子有_______________________________________________ 2、常见的18电子微粒中,分子有_________________________________________________

阳离子有______________________________________________

阴离子有_______________________________________________

3、电中性的微粒可以是_________也可以是________________

4、质子数相同,中子数也相同的是否可能一种是分子另一种是离子?_____________

5、H,D,T的中子数分别是_________,质量数分别是_____________同位素原子的

虽然不同,但______________基本上完全相同

6、16O、17O、18O属____________O2、O3、O4属________________HD是单质还是化合物? _____________,某元素的同位素原子可以形成3种分子量不同的双原子分子,则该元素有___种同位素原子。

7

高三化学物质结构 元素周期律复习集体备课教案-人教版

8、在元素周期表中

(1)各周期中所含元素的种类分别是______________________________

各周期的惰性元素的原子序数分别是_______________________________________

按规律推测第7周期惰性元素的原子序数为______,第7周期的元素种类为________

第8周期的元素种类为____________

(2)周期表中共有_______个纵行,若每个纵行称作1列,则VA族是第____列。ⅡA族后面是第_______族。所含元素的种类最多的是____________族

(3)若ⅡA某元素的原子序数为n,则与之同周期的ⅢA族的元素的原子序数可能为___________________________________________

(4)若上一周期某元素的原子序数为n,则与之同主族的下一周期的元素的原子序数可能为____________________________________________

(5)最外层电子数比次外层多的元素一定在___________周期。

(6)______周期活泼的非金属元素形成的阴离子与_________周期活泼的金属形成的阳离子电子层结构相同。

(7)原子序数为奇数,则其最高正价和负价为___________

(8)同一周期,从左向右,原子半径逐渐_____________越向右上方,原子半径越__________ 同一元素的阴离子半径______相应的原子半径,电子层结构相同的离子,核电荷数越多,半径越______,电子层数多的原子半径是否一定大?______

1.a A2+、b B+ 、、c C3-、d D-具有相同的电子层结构,则它们的原子序数大小关系是__________________________________原子半径大小关系是_______________________,离子半径大小关系是____________________

2.核内没有中子的原子是______最不活泼的元素是______形成化合物种类最多的元素是______地壳中含量最多的元素是______,气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物酸碱性相反,相互反应生成离子化合物的元素是________________________

3.在短周期元素中

(1)最高价氧化物对应的水化物既能与酸反应又能与碱反应均生成盐和水的元素有______

(2)最高正价与最低负价代数和等于0的元素有________________________________

(3)最高正价等于等于最低负价绝对值的3倍的元素是___________________________

(4)最外层电子数等于核外电子总数的一半的元素是_____________________________

(5)最外层电子数等于内层电子总数的一半的元素有_____________________________4.X、Y两元素可以形成化合物X2Y2、X2Y,则X可能是______或____,Y是______ 5.两种元素的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等,前10号元素中有两对,它们分别是_________和________,_________和________

6.______________教授为元素相对原子质量的测定作出了重大的贡献.

7.H、N、O形成的离子晶体是_____________

8.由Na、H、S、O四种元素可形成两种能相互反应的离子化合物,它们是_______________ 它们反应的离子方程式是__________________________________________________

9.形成化学键的过程中体系能量_______________

10.形成离子键____一定要有活泼的金属元素,甚至不一定要有_________元素。

离子化合物中_______含有离子键,含有离子键的化合物_______是离子化合物,但离子化合物中________只有离子键。

11.共价化合物中一定含有________,含有共价键的化合物不一定是_______化合物。

共价化合物形成的晶体可以是_______晶体(如______)也可以是_____晶体(如______)。

12.分子晶体中不一定有共价键,如__________形成的晶体。

13.分子内的共价键越牢固,分子的_______越稳定,分子间的作用力越大,分子的_______越高。

14.非极性共价键可以存在于______,________化合物、________化合物中。

15.极性键、离子键都只有存在在__________中。

16.由极性键构成的分子可以是_______分子,也可以是_________分子。非极性分子中______含有非极性键

基础知识检查三

1.原子晶体中只存在_____________键

2.原子晶体、离子晶体中都_____单个的分子存在。C、P、SiO2、NaCl都_____反映其真实的分子组成。

3.晶体中有阳离子的存在_________有阴离子,有阴离子则________有阳离子。1

4.金属晶体离子晶体的熔点可能比原子晶体_____分子晶体的熔点也可能比金属晶体_____ 5.酸性氧化物固态时可能是_____晶体也可能是_____晶体,含氧酸固态时是_____晶体6.H2S、BF3、BaCl2、PCl5、NO2、SF6、XeF4中不是所有原子都达到____电子结构。7.熔融状态能导电的化合物是___________化合物

8.氢键不属于________,而属____________,HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH、C6H5OH,分子间能形成氢键至使熔沸点反常。HF,HCl,HBr,HI的沸点高低为___________ 9.在NaCl晶体中,每个Na+周围与之距离最近且相等的Cl-有__个,每个Na+周围与之距离最近且相等的Na+有____个,每个晶胞中有______个NaCl单元。

10.在C S Cl晶体中,每个Cs+周围与之距离最近且相等的Cl-有___个,每个Cs+周围与之距离最近且相等的Cs+有____个。

11.在金刚石晶体中要形成一个封闭的环至少需____个C原子,在SiO2晶体中要形成一个封闭的环至少需_______个原子。

12.石墨晶体中每形成一个六边形平均需_____个C原子。

13.画出下列微粒的结构示意图(1)7N________(2)20Ca________(3)35Br________ (4)16S2-__________ (5)13Al3+_________

14.写出下列微粒的电子式,共价分子同时写出结构式:

(1)N2_________________(2) HClO __________________(3)CO2__________________ (4)C2H2_________________(5) NH3___________________(6)CCl4__________________ (7)N2H4___________________(8)CaF2____________________(9)Na2O_______________ (10)Na2O2______________(11) NH4Cl _________________(12)Ba(OH)2_______________ (13)NaOH _______________(14)H2O(15)CaC2