元素周期律和物质结构理论.doc

2015届高考化学专题突破之—— 元素周期律 物质结构理论 主要包括：元素周期表（律）、物质结构 元素周期表（律） 一、考纲解读 《2014年高考考试大纲(课程标准实验版)：化学》关于元素周期表的要求如下： (1)了解元素、核素和同位素的含义。 　　(2)了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 　　(3)了解原子核外电子排布。 　　(4)掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 　　(5)以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 　　(6)以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 　　(7)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 （8)了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 个人理解 元素周期律和元素周期表是每年高考必考的知识点，学生在了解周期表整体布局的基础上还应熟练写出前20个元素的名称、元素符号、周期表的位置及原子结构，以及元素性质。另外，学生应掌握元素周期素，学生利用元素在周期表中的位置来推断元素的性质，及对各元素及其化合物性质作出比较。近年来，对周期表的考查，逐渐由原来的考查周期表整体性规律转向查考学生对周期律的应用上。 【知识点】 一、元素定位，首先在了解周期表的整体布局——七个周期，三个短周期三个长周期一个不完整周期，七个主族，七个副族，但第八副族有三列。每个周期的原子数依次是：2 8 8 18 18 32 32;任意周期同族元素原子序数差可能是这些数之和;每个周期最后一个元素的原子序数依次是：2 10 18 36 64 86 118。镧系 锕系各有14个元素，分别位于第六、七副族第一位。各周期起止序数（1-2 、3-10、11-18、19-36、37-54、55-86）半导体元素在分界线。 二．推断化合物常用突破口： 1、2电子系列：He、H-、Li+、Be2+ 10电子系列Ne、 O2-、 F-、Na+、Mg2+、Al3+ 18电子系列Ar、S2-、Cl-、K+、Ca2+ ⑴．焰色反应：Na+（黄色）、K+（紫色）⑵．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr　⑶．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）　⑷．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）　有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 蓝色[Cu(OH)2]　黑色（CuO、FeO、 FeS、CuS、Ag2S）黄色（AgI、Ag3PO4）　 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]　　有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2与溴蒸气（红棕色）　　⑸．特征反应现象： 3.最轻的金属元素是锂，其次是铍，熔点最低的是金属单质是汞，其次是钙，熔点最高的金 属是钨，熔点最低的非金属是石墨，其次是金钢石。 4.地壳中最多的元素是O,含量最高的金属元素是铝，其次是铁 三．常用必备知识总结 元素周期表中元素性质的递变规律 内容 同周期元素（左→ 右） 同主族元素（上→下） 电子层数 相同 增多 最外层电子数 由1个→ 8个 相同 原子半径 逐渐减小（零族除外） 增大 元素的主要化合价 最高正价+1→ +7 |最低负价|+最高正价=8 最高正价+族序数 金属性与非金属性 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 还原性与氧化性 还原性减弱，氧化性增强 还原性增强，氧化性减弱 非金属元素气态氢化物 生成由难到易，稳定性由弱到强 生成易到难，稳定性强到弱 得失电子能力 失：大→小；得：小→大 得：大→小 失：小→大 2.判断元素金属性、非金属性强弱的方法总结 Ⅰ金属性强弱： （1）单质跟水或酸反应置换出氢气的难易（反应剧烈）程度：越易（剧烈），对应的金属元素金属性越强。 （2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，对应的金属元素金属性越强。 （3）金属阳离子的氧化性：通常金属阳离子的氧化性越强，对应的金属元素金属性越弱。 （4）金属活动性顺序表。 需要指出的是，金属性指的是金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子的能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb Sn，而在金属活动性顺序表中的Sn Pb。 金属与盐溶液的置换反应：一般的，较活泼（金属性强）的金属能置换出较不活泼（金 属性弱）金属。 在原电池中的电极关系：当电极材料都与电解质溶液反应或者都不反应时，金属性强 的金属作负极； 在电解池中，阴极上阳离子得电子的先