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第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表一、原子结构 1、原子、分子、元素①原子是化学变化中的最小粒子；②分子是保持物质的化学性质中的最小粒子③元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称 2、原子核的构成①核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数②原子是由原子中心的原子核和核外电子组成，而原子核是由质子和中子组成。
③1个电子带一个单位负电荷；中子不带电；1个质子带一个单位正电荷 3、质量数质量数（A ）=质子数（Z ）+ 中子数（N ）=近似原子量XAZ ——元素符号质量数 —— 核电荷数 ——（核内质子数）a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数ab+dX c+e4、阳离子（aW m+）：带正电荷，核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m 阴离子（b Y n-）：带负电荷，核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n 二.核素、同位素 1、定义核 素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
※“同位”指几种同位素的质子数相同，在周期表中占据同一个位置。
许多元素具有多种同位素，同一元素的各种同位素虽然核内中子数不同(质量数不同)，但它们的化学性质基本相同 2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同。
②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
三、元素周期表1、编排原则①按照原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到到下排成列④共有7个横行，18个纵行。
每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
2、周期（周期序数=电子层数）1、2、3周期为短周期，4、5、6周期为长周期，第7周期为不完全周期。
第一节元素周期表第1课时元素周期表[知识梳理]一、元素周期表的发展历程和编排原则1．发展历程2．编排原则二、元素周期表的结构1．元素周期表的结构2．常见族的特别名称第ⅠA族(除氢)：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。
【自主思考】1．短周期元素中族序数与周期数相同的元素有哪些？提示短周期中族序数与周期数相同的有三种元素：若族序数(或周期数)为1，则为氢；若族序数(或周期数)为2，则为铍；若族序数(或周期数)为3，则为铝。
2．在元素周期表中每一纵行的元素的原子的最外层电子数都相同，这种说法对吗？提示这个说法不正确。
He元素的原子最外层电子数为2，不是排在ⅡA族，而排在0族(其他元素的原子最外层电子数为8)。
[效果自测]1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)现行元素周期表的编排依据是相对原子质量( )(2)一个横行即是一个周期，一个纵行即是一个族( )(3)最外层电子数相同的元素一定是同族元素( )(4)每一周期都是碱金属元素开始，稀有气体元素结束( )答案(1)×(2)×(3)×(4)×2．观察元素周期表，确认每一纵行各代表哪一族，如：按从左到右的顺序排列，第3纵行是第________族，第15纵行是第________族，第9纵行是第________族，ⅤB族在第________纵行，ⅢA族处于第________纵行等。
答案ⅢB ⅤA Ⅷ 5 133．将下列元素或原子序数所对应的位置用短线连接起来。
①C a．第2周期第ⅥA族②O b．第3周期第ⅦA族③13 c．第2周期第ⅣA族④17 d．第3周期第ⅢA族答案①—c ②—a ③—d ④—b探究一、周期表的结构【合作交流】1．为什么将Li、Na、K等元素编在元素周期表的同一个主族？提示最外层电子数相同的主族元素属于同一主族。
2．元素周期表中所含元素种类最多的是哪一个族？提示因ⅢB族中含有镧系和锕系元素，元素种类最多。
第二节 元素周期律第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律[知 识 梳 理]一、原子核外电子的排布 1．核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。
核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。
其关系如下：2．【自主思考】1．思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体He 、Ne 、Ar 的核外电子排布相同？提示 (1)与He 原子电子层结构相同的离子有：Li ＋、Be 2＋、H －。
(2)与Ne 原子电子层结构相同的离子有：F －、O 2－、N 3－、Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋。
(3)与Ar 原子电子层结构相同的离子有：Cl －、S 2－、P 3－、K ＋、Ca 2＋。
二、元素周期律1．原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素原子半径的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
2．元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。
(2)元素金属性与非金属性的周期性变化①Na、Mg、Al金属性强弱比较②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较(3)同周期元素性质的递变规律(自左至右)元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
【自主思考】2．如何根据原子结构解释同周期元素随原子序数的递增，元素性质的递变性？随原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗？提示同周期元素原子的电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
第一节⎪⎪元素周期表第一课时元素周期表—————————————————————————————————————[课标要求]1．简单了解元素周期表的发展历程。
2．了解元素周期表的编排原则及结构。
3．能描述元素在元素周期表中的位置。
1．元素周期表中的数量关系：(1)周期序数＝核外电子层数。
(2)主族序数＝最外层电子数。
(3)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表结构的记忆口诀：七个周期横着看，三短和四长；纵看共有十八列，七主七副零Ⅷ三；副族元素中间站，主族元素靠两边；若分金属非金属，硼砹之间划连线。
3．1～20号元素的名称：氢氦锂铍硼；碳氮氧氟氖；钠镁铝硅磷；硫氯氩钾钙。
元素周期表1．元素周期表的发展历程2．原子序数(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。
(2)原子序数与原子结构的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数3．元素周期表中元素相关信息1．19世纪中叶，俄国化学家门捷列夫的突出贡献是()A．提出原子学说B．制出第一张元素周期表C．提出分子学说D．发现氧气解析：选B俄国化学家门捷列夫的突出贡献是制出第一张元素周期表，B项正确；提出原子学说的是道尔顿，提出分子学说的是阿伏加德罗，发现氧气的是瑞典化学家舍勒，选项A、C和D不正确。
2．查阅元素周期表，从每个方格中不能得到的信息是()A．相对原子质量B．元素名称C．原子序数D．元素的性质解析：选D在元素周期表每个方格中可以知道元素的名称、元素符号、元素的原子序数、元素的相对原子质量，但不能知道该元素的性质。
元素周期表的结构1．元素周期表的编排原则2．元素周期表的结构(1)周期①含义：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期。
②数目：元素周期表有7个横行，有7个周期。
③特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数。
④分类：(2)族①含义：元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一族。
章末核心素养整合◇专题1元素“位、构、性”关系的应用元素周期表中元素“位、构、性”的相互关系：在具体解题过程中，掌握四个关系式：①电子层数＝周期序数②质子数＝原子序数③最外层电子数＝主族序数④主族元素的最高正价＝族序数；最低负价＝主族序数－8要熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数、稀有气体的原子序数及某元素在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等。
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律。
【典题例证1】下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：(1)(2)表中最活泼的金属是____，非金属性最强的元素是____(填元素符号)。
(3)表中能形成两性氢氧化物的元素是____，分别写出该元素形成的单质与⑥、⑨最高价氧化物的水化物反应的化学方程式：__________________、__________________。
(4)请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析(1)由⑤和⑧的位置可知⑤为Si，⑧为Ar。
(2)同一周期，自左向右，非金属性逐渐增强；同一主族自上而下，金属性逐渐增强，故表中最活泼的金属为⑨(即K)，非金属性最强的元素是②(即F)。
(4)⑦、⑩元素对应的单质分别为Cl2、Br2，可利用单质间的置换反应来比较其氧化性的强弱。
答案(1)Si Ar(2)K F(3)铝2Al＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2↑2Al＋2KOH＋2H2O===2KAlO2＋3H2↑(4)将Cl2通入盛有NaBr溶液中，加入CCl4振荡后静置，看四氯化碳层是否呈红棕色，若呈红棕色，则说明Cl2氧化性大于Br2◇专题2原子核外电子排布规律及电子数相等的微粒1．1～20号元素的特殊电子层结构(1)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。
(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C。
(4) 最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O。
(5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素：Li、P。
(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg。
(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。
(10)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
2．10e－与18e－微粒【它们都有10个电子，其结构特点如下表：价型g 分子，h 和c 作用可生成d 和g 两种分子。
试写出：(1)a 微粒的电子式____________。
(2)b 与e 相应元素的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较为______＞______(用化学式表示)。
(3)h 和c 作用可生成d 和g 的离子方程式(加热)：________________________。
(4)用电子式表示g 微粒的形成过程：________________________。
(5)写出b 元素的最高价氧化物的水化物的电子式：__________________________。
(6)c 微粒是______，f 微粒是______ (填化学符号)。
解析 常见10电子微粒有：分子：CH 4、NH 3、H 2O 、HF ；原子：Ne ；阴离子：F －、OH －、O 2－；阳离子：Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋、H 3O ＋、NH ＋4等。
从我们的脑海中搜寻出上述常见的10电子微粒后，再对照题干中给出的这8种微粒的结构特点，经对照比较，从而可以确定a 为Ne 原子，b 为Na ＋，e 为Mg 2＋。
d 为多核不显电性，且为由极性键构成的四原子分子，只能为NH 3。
由于f与c 可形成两个共价型g 分子，h 和c 作用可生成d 和g 两种分子，结合条件可以确定c 为OH －，f 为H 3O ＋，g 为H 2O ，h 为 NH ＋4。
答案(2)NaOH Mg(OH)2(3)NH ＋4＋OH －=====△NH 3↑＋H 2O(6)OH －H 3O ＋◇专题3 短周期元素推断题的常见突破口 1．位置与结构(1)周期序数等于族序数两倍的元素是锂(Li)。
(2)最高正化合价等于最低负化合价绝对值三倍的元素是硫(S)。
(3)次外层电子数等于最外层电子数四倍的元素是镁(Mg)。
(4)次外层电子数等于最外层电子数八倍的元素是钠(Na)。
(5)族序数与周期数相同的元素是氢(H)、铍(Be)、铝(Al)；族序数是周期数两倍的元素是碳(C)、硫(S)；族序数是周期数三倍的元素是氧(O)。
(6)只由质子和电子构成的元素是氢(H)。
2．含量与物理性质(1)地壳中质量分数最大的元素是氧(O)，其次是硅(Si)。
(2)地壳中质量分数最大的金属元素是铝(Al)。
(3)其单质是人工制得纯度最高的元素是硅(Si)。
(4)其单质为天然物质中硬度最大的元素是碳(C)。
(5)其气态氢化物最易溶于水的元素是氮(N)，在常温、常压下，1体积水能溶解700体积的NH 3。
(6)其氢化物沸点最高的非金属元素是氧(O)。
(7)常温下，其单质是有色气体的元素是氟(F)、氯(Cl)。
(8)所形成的化合物种类最多的元素是碳(C)。
(9)在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是碳(C)。
(10)其最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是氯(Cl)。
3．化学性质与用途(1)单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。
(2)其气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的是氮(N)：NH 3＋HNO 3===NH 4NO 3。
(3)其气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是硫(S)：2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2O 。
(4)其气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是氟(F)。
(5)其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是氧(O)。
(6)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(7)能与强碱溶液作用的单质有Al 、Cl 2、Si ：2Al ＋2NaOH ＋2H 2O===2NaAlO 2＋3H 2↑、Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O 、Si ＋2NaOH ＋H 2O===Na 2SiO 3＋2H 2↑(8)既能在CO 2中燃烧又能在N 2中燃烧的金属单质是镁(Mg)：CO 2＋2Mg=====点燃 C ＋2MgO 、N 2＋3Mg=====点燃 Mg 3N 2。
【典题例证3】 A 、B 、C 、D 、E 五种短周期主族元素的原子序数依次增大，已知： ①其原子半径大小关系是：D ＞E ＞B ＞C ＞A 。
②A 、D 同主族，B 、C 、E 分处三个连续的主族，且最外层电子数依次增加；③C 是地壳中含量最多的元素。
D 与C 可形成原子个数比为1∶1或2∶1的化合物。
请填写以下空白：(1)化合物D 2C 2的电子式为__________。
用电子式表示D 2C 的形成过程________________。
(2)单质A 和单质B 在一定条件下发生反应的化学方程式为_____________________。
(3)单质E 与A 、C 、D 三种元素形成的化合物发生反应的化学方程式为________________。
解析 C 最易推出，为氧，由D 与C 可形成原子个数比为1∶1或2∶1的化合物知D 为氢或钠，又因原子序数依次增大，则D 为钠，A 为氢，又B 、C 、E 分处三个连续的主族，且最外层电子数依次增加，则B 为氮，E 为氯。
答案 (1)Na ＋[]2－Na ＋(2)N 2＋3H 2高温、高压催化剂2NH 3(3)Cl 2＋2NaOH===NaCl ＋NaClO ＋H 2O ◇专题4 判断离子化合物、共价化合物的方法 1．根据发生化合的元素的性质判断一般来说，活泼的金属与活泼的非金属化合时，形成的化合物是离子化合物，其他的元素形成的化合物多是共价化合物。
常见的活泼金属元素是元素周期表中第ⅠA 族的金属元素和ⅡA 族除铍以外的金属元素，常见的活泼非金属元素是元素周期表中第ⅦA 族元素，还有N 、O 、S 等元素。
如NaCl 、CaO 、K 2S 、Mg 3N 2等化合物都是典型的离子化合物，不过这一判定方法有一定的局限性和不确定性。
2．根据构成化合物的粒子的类型判断由阴离子和阳离子构成的化合物是离子化合物，其他化合物是共价化合物。
常见的阳离子有K ＋、Ca 2＋、Na ＋、 Mg 2＋、NH ＋4等，常见的阴离子有F －、Cl －、Br －、I －、O 2－、 O 2－2、S 2－、ClO －3、ClO－、SO 2－4、SO 23 －、CO 2－3等。
注意 AlCl 3不是离子化合物而是共价化合物。
3．根据化合物的基本类型判断(1)常见的盐中绝大多数都是离子化合物，少数盐是共价化合物。
如AlCl 3是共价化合物。
(2)常见的强碱是离子化合物，弱碱是共价化合物。
如KOH 、NaOH 、Ba(OH)2是离子化合物，NH 3·H 2O 是共价化合物。
(3)活泼的金属氧化物、过氧化物是离子化合物，其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物。
如MgO 、CaO 、Na 2O 、K 2O 、Na 2O 2等是离子化合物，SO 2、SO 3、NO 2、CO 2、CO 、SiO 2、P 2O 5、H 2O 、H 2O 2等是共价化合物。
(4)活泼金属的氢化物是离子化合物，其他元素的氢化物多是共价化合物，如NaH 、CaH 2等是离子化合物，HF 、HCl 、HBr 、HI 、H 2O 、H 2S 、NH 3、CH 4等是共价化合物。
4．根据化合物的导电性判断熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。
5．根据化合物的熔沸点判断熔沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物，而熔沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。
【典题例证4】 Na 、Mg 、S 、Cl 四种元素的原子彼此间以离子键结合形成的化合物有( ) A ．2种 B ．3种 C ．4种D ．5种解析 Na 2S 、NaCl 、MgS 、MgCl 2都是离子化合物。
答案 C。
