第四章 物质结构 元素周期律（复习讲义）（原卷版）.docxVIP

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第四章物质结构元素周期律复习

复习目标

1．知道核外电子能量高低与分层排布的关系，了解原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子或离子结构示意图。

2．知道质量数、核素、同位素的含义，能写出指定核素的符号。

3．知道元素周期表的结构（周期和族），能从原子结构的角度理解元素周期表的编排原理，知道元素周期表的结构与原子结构的关系，并能进行二者之间的相互推导。

4．知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，能从原子结构的角度解释同主族元素性质的递变规律。

5．能根据有关元素金属性、非金属性的判据，判断元素金属性与非金属性的强弱。

6．能根据元素的原子结构及元素的性质(原子半径、主要化合价等)，认识元素周期律并理解其实质。

7．能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质，建立“构、位、性”关系应用的思维模型。

8．能判断有关微粒(原子、离子)的半径大小。

9．了解离子化合物、共价化合物的概念，能识别典型的离子化合物和共价化合物；能判断简单离子化合物和共价化合物中的化学键类型。

10．能熟练地书写原子、离子和常见物质的电子式，能用电子式表示离子化合物、共价化合物的形成过程。

11．能用结构式表示简单的共价分子结构。

12．从不同的视角认识物质构成的多样性，会分析物质变化过程中化学键的可能变化。

【易错知识点】

1．核素eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X表示中，A是质量数，不要错写为中子数。一种元素可能有多种核素，也可能只有一种核素。有多少种核素就有多少种原子。

2．并不是所有原子都由质子、中子和电子组成，如eq\o(\s\up5(1),\s\do2(1))H中无中子。

3．同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，而不是质量数相同。同位素指的是原子而同素异形体指的是单质。

4．两种同位素eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X、eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X，形成的双原子分子有三种(eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X2、eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X2、eq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))Xeq\o(\s\up5(A),\s\do2(Z))X)而不是二种。

5．画原子或离子的结构示意图时，一是防止漏画内的“＋”；二是防止内错写为元素符号；三是防止错写最外层电子数。

6．元素周期表中并不一定是一个纵行为一个族，其中第Ⅷ族包含8、9、10三个纵行。同周期的第ⅡA族和第ⅢA族的原子序数之差有三种情况：即相差1、11或25。

7．元素在元素周期表中的位置，在表示族时，一是要用罗马字母而不能用阿拉伯数字表示，二是不要漏写A或B(Ⅷ族特殊，不用写A、B)。

8．元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。

9．非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。

10．元素的金属性和非金属性是化学性质，不能用物质的熔点、溶解性等判断元素的金属性和非金属性强弱。

11．元素金属性和非金属性强弱判断的根本依据是元素的原子失去或得到电子的难易程度，与失去或得到电子数的多少无关。如Na在反应中失去1个电子，Mg在反应中失去2个电子，但金属性Na＞Mg。

12．变价金属的离子的氧化性强弱与元素的金属性强弱不一定对应，如氧化性Cu2＋＜Fe3＋，而金属性Cu＜Fe。

13．用含氧酸判断元素的非金属性强弱时，酸必须是元素最高价氧化物对应的水化物，如S元素是H2SO4，而不是H2SO3。

14．碱金属元素性质的特性：Cs略带金色；K的密度小于Na；Li和O2反应只生成碱性氧化物，不会生成过氧化物。

15．卤族元素性质的特性：常温下Br2是唯一的液态非金属单质；无氟水(F2与H2O完全反应)；氟元素没有最高正价也无正价，氟不存在含氧酸；氢化物HI受热易分解。

16．元素的最高正价通常等于最外层电子数，但F、O例外。磷化氢的分子式为PH3防止错写为H3P。

17．Al(OH)3只溶于强碱，而不溶于弱碱如NH3·H2O。

18．不是所有物质中都含化学键，稀有气体分子中就不含化学键。

19．离子化合物中可能含共价键如NaOH中O与H形成共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键。

20．含金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3；全部由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl。

21．含有共价键的分子不一定是共价化合物，也有可能是单质如H2、O2。

22．电子式的书写

（1）金属阳离子的电子式就是离子符号，防止多标电子和括号，如将Al3＋的电子式错写为[∶eq\o(Al,\s\up6(··)