2017-2018学年度高一化学《物质结构 元素周期律》全章复习与巩固.doc

《物质结构 元素周期律》全章复习与巩固 【学习目标】 本章重点掌握以下几点： 1．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；　2．元素、核素、同位素的辨别；　3．核外电子排布规律；　4．元素周期表的结构；　 5．元素周期律及其实质；　6．化学键中的相关概念； 7．电子式的书写。 掌握元素周期律知识有利于指导我们学习元素化合物知识，而化学键知识对电解质以及化学反应中的能量变化的学习都有帮助，在学习元素周期律、周期表内容时，应注意掌握变化规律以及实质，在学习化学键时，应注意概念间的对比。 【知识网络】一、本章的知识网络为：　　　　　　　　　二、本章知识内容的逻辑关系图：　　　　【要点梳理】要点一、元素、核素、同位素 元素 同位素 核素 概念 具有相同核电荷数的同一类原子的总称 质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素 具有一定数目的质子数和一定数目的中子数的一种原子 对象 宏观概念，对同类原子而言；既有游离态，又有化合态 微观概念，对某种元素的原子而言，因为有同位素，所以原子种类多于元素种类 微观概念，指元素的具体的某种原子 特征 以单质或化合物形式存在，性质通过形成单质或化合物来体现 同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质不同。天然存在的各种同位素所占的原子百分比一般不变 具有真实的质量，不同核素的质量不相同 决定因素 质子数 质子数和中子数 质子数和中子数 要点二、原子核外电子排布规律 　 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：　　 　核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。　　．原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。　　．原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。　　．次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。　　注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。 要点三、核外电子数相等的微粒 2电子微粒 1)分子有：H2、He；2)阴离子有：H－；3)阳离子有：Li＋。 10电子微粒 1)分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne 2)阴离子：N3―、O2―、F―、OH―、NH2― 3)阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+ 18电子微粒 1)分子；SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6等 2)阴离子：S2―、HS―、Cl―、O22― 3)阳离子：K+、Ca2+ 核外电子总数和质子总数均相同的微粒 1)Na+、NH4+、H3O+ 2)F―、OH―、NH2― 要点四、微粒半径大小的比较 微粒半径大小判断的“三看”： 一看电子层数：微粒半径大小比较首先看电子层数，相同条件下，电子层数越多，半径一般越大。 二看核电荷数：电子层数相同的不同微粒，半径大小比较看核电荷数，在相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 三看最外层电子数：若微粒电子层数与核电荷数都相同，再比较不同微粒的最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。 要点五、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法 金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子、金属性越强 判 断 依 据 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5．置换反应：若xn++yx+ym+， 则y比x金属性强。 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强。 判 断 方 法 1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性就越强。 2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4．置换反应：若An-+BBm-+A，则B比A非金属性强。 5．与变价金属化合时，产物中金属元素的化合价越高，对应元素的非金属性越强 要点六、元素周期表 １．元素周期表的结构“七横十八纵” 2．几种关系 1)电子层数=周期数 2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价除F、O (3)质子数=原子序数 4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8对非金属元素而言，但对H不适用 注意：O无最高正价+6)，F无正价3．元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H 单质质量最轻的元素：H 宇宙中含量最多的元素：H 最不活泼的元素：He 最轻的金属单质：Li 形成化合物最多的元素：C 含H质量分数最