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《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:
、离子、分子中基本构成微粒间的关系;
、核素、同位素的辨别;
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;
;
;
。
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
,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。
。
(K层为最外层时不能超过2个电子)。
(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
,金属性越强。
,金属性越强。
,金属性越强。
,金属性越强。
:若xn++yx+ym+, 则y比x金属性强。
非
金
本质
原子越易得电子,非金属性越强。
属
性
比
较
判
,气态氢化物越稳定,非金属性就越强。
断
方
法
,阴离子还原性越弱,非金属性越强。
,非金属性越强。
:若An-+BBm-+A,则B比A非金属性强。
,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
(“七横十八纵”)

(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

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