化学-2017高考-第4讲元素周期律 物质结构与性质 (课件)
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高中化学第四章物质结构元素周期律第二节第一课时元素性质的周期性变化规律课件必修第一册
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。 [提醒] 原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA 族～第ⅦA 族之间的变化规律， 不包括稀有气体的原子半径。
3．元素化合价的周期性变化 以原子序数为 1～18 的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 周期性 变化，即每周期：最高正 价为 ＋1→＋7 (O 无最高正价、F 无正价)，负价为 －4→－1 。
相关反应的化 Al(OH)3＋
学方程式
3HCl===AlCl3 ＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋
2H2O
Mg(OH)2＋ 2HCl===MgCl2＋ 2H2O
实验结论
NaOH 是 强碱 ，Mg(OH)2 是 中强碱 ，Al(OH)3 是 两性氢氧化物 ， 三者的碱性 依次减弱
物的稳定性越强，则气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3，C 项错误。 答案：B
分点突破3
元素金属性和非金属 性强弱的判断
1．判断元素金属性强弱的 5 种依据
比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电
子，金属性越强。
判断依据
规律
实例
同周期元素从左到右，核电荷数越多， 原子结构(元 越难失去电子，金属性越弱 素在周期表
4．相关问题 (1)Mg、Al 分别与盐酸反应，Mg 与盐酸反应更剧烈，因为 Mg 的金属性比 Al 的强。 (2)元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定；同周期元素随着原子序数的递增， 非金属性逐渐增强，如非金属性强弱的顺序为 Si<P<S<Cl，氢化物的稳定性顺序为 SiH4<PH3<H2S<HCl。 (3)因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，原子半径逐渐减小， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强， 故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．元素化合价的周期性变化 以原子序数为 1～18 的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 周期性 变化，即每周期：最高正 价为 ＋1→＋7 (O 无最高正价、F 无正价)，负价为 －4→－1 。
相关反应的化 Al(OH)3＋
学方程式
3HCl===AlCl3 ＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋
2H2O
Mg(OH)2＋ 2HCl===MgCl2＋ 2H2O
实验结论
NaOH 是 强碱 ，Mg(OH)2 是 中强碱 ，Al(OH)3 是 两性氢氧化物 ， 三者的碱性 依次减弱
物的稳定性越强，则气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3，C 项错误。 答案：B
分点突破3
元素金属性和非金属 性强弱的判断
1．判断元素金属性强弱的 5 种依据
比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电
子，金属性越强。
判断依据
规律
实例
同周期元素从左到右，核电荷数越多， 原子结构(元 越难失去电子，金属性越弱 素在周期表
4．相关问题 (1)Mg、Al 分别与盐酸反应，Mg 与盐酸反应更剧烈，因为 Mg 的金属性比 Al 的强。 (2)元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定；同周期元素随着原子序数的递增， 非金属性逐渐增强，如非金属性强弱的顺序为 Si<P<S<Cl，氢化物的稳定性顺序为 SiH4<PH3<H2S<HCl。 (3)因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，原子半径逐渐减小， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强， 故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
高三化学总复习之 元素周期律PPT课件
5
6
7
8
9
1 0
L K
8 2
3
11
1 2
III
B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII
IB
II 1 B3
1 4
1 5
1 6
1 7
1 8
M L k
18 8 2
最4 外
1 9
2 0
2 1
2 2
2 3
24
25
26
2 7
2 8
2 9
3 0
3 1
3 2
3 3
3 4
3 5
3 6
层5 电
3
71
3
82
3 9
4 0
4 1
增 强
Rb Sr In Sn Sb Te I
酸 性 逐 渐 增 强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
碱性逐渐增强
第20页/共31页
3.气态氢化物的热稳定性
热稳定性增强
热 稳 定 性 减 弱
B CNO F
热
Si P S Cl
稳
定
As Se Br
性
Te I
增 强
At
热稳定性减弱
第21页/共31页
一、核外电子排布与元素周期律
1.元素周期表的编制原则： (1)将电子层数相同的元素，按原子序数递
增的顺序从左到右排成横行——周期 (2)将最外层电子数相同的元素，按电子层
数递增的顺序从上到下排成纵行——族
1H
2He
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
高中化学第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用学业基础 学考评价核心素养核心微网络
素养新要求
1.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。 2．体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重 要作用。
学业基础
一、元素周期表的分区及化合价规律 1．金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
答案：D
解析：由H2XO3知X呈＋4价，则最外层有4个电子，其最低负价为－4价，氢化 物为XH4，故选D。
3.已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，
下列说法正确的是( ) A．原子半径：Z>Y>X
X
Y
Z
B．X元素位于第二周期
C.气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
(2)“类铝”在门捷列夫预言4年后，被布瓦博德朗在一种矿石中发 现，命名为镓(Ga)。
①由镓的性质推知，镓与铝同主族，且位于铝的下一周期。试从原
子结构的角度解释镓与铝性质相似的原因 ___原__子__最__外_层__电__子_数__都__是__3个_____。
②为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物，设计实验时，需要选用的 试剂有GaCl3溶液，_稀_硫__酸__(或__盐__酸__) 和__N_a_O_H_溶__液___。
状元随笔 在比较元素的性质时，有时需要借助参照物，如比较 Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性大小，可借助镁，三种元素在周期表中的位 置 如 图 ， 故 金 属 性 是 Ca>Mg>Al ， 故 碱 性 是 Ca OH 2 > Mg OH 2>Al(OH)3。
镁铝 钙
[提升2] X、Y、Z、M、R、Q是短周期主族元素，部分信息如下表 所示：
素养新要求
1.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。 2．体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重 要作用。
学业基础
一、元素周期表的分区及化合价规律 1．金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
答案：D
解析：由H2XO3知X呈＋4价，则最外层有4个电子，其最低负价为－4价，氢化 物为XH4，故选D。
3.已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，
下列说法正确的是( ) A．原子半径：Z>Y>X
X
Y
Z
B．X元素位于第二周期
C.气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
(2)“类铝”在门捷列夫预言4年后，被布瓦博德朗在一种矿石中发 现，命名为镓(Ga)。
①由镓的性质推知，镓与铝同主族，且位于铝的下一周期。试从原
子结构的角度解释镓与铝性质相似的原因 ___原__子__最__外_层__电__子_数__都__是__3个_____。
②为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物，设计实验时，需要选用的 试剂有GaCl3溶液，_稀_硫__酸__(或__盐__酸__) 和__N_a_O_H_溶__液___。
状元随笔 在比较元素的性质时，有时需要借助参照物，如比较 Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性大小，可借助镁，三种元素在周期表中的位 置 如 图 ， 故 金 属 性 是 Ca>Mg>Al ， 故 碱 性 是 Ca OH 2 > Mg OH 2>Al(OH)3。
镁铝 钙
[提升2] X、Y、Z、M、R、Q是短周期主族元素，部分信息如下表 所示：
人教版高中化学必修第一册精品课件 第4章物质结构元素周期律 第2节第1课时 元素性质的周期性变化规律
由大到小
的周期性变化
3.元素化合价的周期性变化 目的 以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化
图像
结论:随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现 +1→+7
(第二
周期 +1→+5
),最低负化合价呈现 -4→-1 的周期性变化(第
一周期和稀有气体元素除外)
名师点拨 元素的主要化合价及分析 (1)短周期主族元素中,原子的最外层电子数=元素所在的主族序数=元素最 高正化合价(O、F除外)。 (2)金属元素无负化合价,只有0价和正化合价。 (3)短周期主族元素中,非金属元素都有负化合价,且存在关系:最低负化合 价=原子最外层电子数-8(H、B除外)。
图解要点 解答该题的思路
【变式设问】 (1)本题中的三种元素X、Y、Z分别位于元素周期表的哪一主族? 提示 根据HXO4、H2YO4、H3ZO4可知,X、Y、Z的最高正价分别为+7、 +6、+5,分别位于元素周期表的第ⅦA族、第ⅥA族、第ⅤA族。 (2)本题中的三种元素X、Y、Z能否位于第二周期?
目录索引
知识点一 原子结构的周期性变化 知识点二 元素性质的周期性变化
素养目标
学习要点
1.能从原子结构视角说明同周期元素的性质
递变规律,从微观的角度建构元素周期律,形成 一个规律:元素周期律
微观原子结构特点决定宏观性质的思维模式, 两维变化:同周期、同主族
形成宏观辨识与微观探析的学科素养。
性质的递变规律
规律方法 “三看”法比较简单微粒的半径大小 (1)“一看”电子层数:当电子层数不同时,一般地,电子层数越多,半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 (3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多, 半径越大。
化学课件《元素周期律》优秀ppt 人教课标版
2、元素的化合价与位置、结构的关系
（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
7. 元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
决定 结构
位置
反映
反
反映 映
决定 性质
决定
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子层数
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金
属 性 逐
B
非金属区
Al Si
渐
Ge As
增
强 金属区 Sb Te
非零
金
属
性族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
金属性逐渐增强
可1、推①知根：据金同属周性期最、强同的主元族素元是素—铯性—（质—Cs—的）递, 变位规于律 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是②—位氟—于（分——F界）——线—,位附—于近第的2周元期素第既Ⅶ有A一族定（的右金上属角性），。 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
决定
元素 种类
原子核
原子
中子
决定 原子(核
素)种类Biblioteka 核外电子 决定元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
2. 原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、 6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符 号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；
（7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_______N__；
（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
7. 元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
决定 结构
位置
反映
反
反映 映
决定 性质
决定
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子层数
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金
属 性 逐
B
非金属区
Al Si
渐
Ge As
增
强 金属区 Sb Te
非零
金
属
性族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
金属性逐渐增强
可1、推①知根：据金同属周性期最、强同的主元族素元是素—铯性—（质—Cs—的）递, 变位规于律 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是②—位氟—于（分——F界）——线—,位附—于近第的2周元期素第既Ⅶ有A一族定（的右金上属角性），。 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
决定
元素 种类
原子核
原子
中子
决定 原子(核
素)种类Biblioteka 核外电子 决定元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
2. 原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、 6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符 号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；
（7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_______N__；
化学2017年高考总复习素周期律元素周期表课件
是同 位素。(
× )
【分析】长式周期表为了使周期表紧凑，将镧系和锕系元
素放在同一格内，但镧系和锕系元素各自的质子数不同，
它们不是同位素。
4.电子层数多，原子半径不一定大。( )
【分析】原子半径不只与电子层数有√关,与电子排布也有
关。电子层数多,原子半径不一定大,如：Li原子半径为
0.152 nm,Cl原子半径为0.099 nm。
5.所有主族元素的最高正价都等于最外层电子数。( )
【分析】氟元素没有正价。
×
元素金属性和非金属性强弱的判断依据 1.元素金属性强弱的判断依据 (1)根据元素在周期表中的位置。 ①同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱；
②同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强。
(2)根据金属活动性顺序：一般排在前面的金属金属性较 强，如Al>Fe。 (3)根据原电池反应：原电池中作负极的金属一般金属性 较强。
【解析】选B。由于四种离子具有相同的电子层结构，可 以推知四种元素在周期表中的位置关系如图：
…… D C
原子序数b>a>cA>d；B具有相……同电子层结构的离子，核电荷 数越大，离子半径越小；原子半径A>B>D>C；A和B可以 为第4周期元素。故选B。
【技巧点拨】A2-、B-、C＋、D2＋电子层结构相同时的规 律总结 (1)阴阳离子所对应元素在元素周期表中的位置关系。
【解题指南】解答本题应注意以下两点： (1)所给元素都为短周期元素，且表格中元素在第二、三 周期中。 (2)利用稀有气体元素结合周期表的结构确定各元素的名 称及结构。
【解析】选A。根据五种元素在周期表中的位置关系可知， X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。X(N)的最高正 价为+5价，Z(Al)的最高正价为+3价，X(N)、Z(Al)的最 高正价之和为8，A对；原子半径 r(Al)>r(N)，B错；Y2为O2-，Z3+为Al3+，它们的核外电子数和电子层数均相同， C错；元素W的最高价氧化物对应的水化物为H2SO4,其酸 性比Q的最高价氧化物对应的水化物(HClO4)弱，D错。
人教版高中化学必修第一册精品课件 第4章物质结构 元素周期律 第2节第1课时元素性质的周期性变化规律
解析:同一周期的元素,非金属性越强,其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强。电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它 们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为
HXO4>H2YO4>H3ZO4,则元素的非金属性:X>Y>Z,元素的原 子序数:X>Y>Z。同周期主族元素,原子序数越大,元素的原 子半径越小,所以原子半径:X<Y<Z,A项错误。元素的非金属 性越强,其对应简单气态氢化物的热稳定性越强,由于元素的 非金属性:X>Y>Z,所以简单气态氢化物的热稳定 性:X>Y>Z,B项正确。
第1课时 元素性质的周期性变化规律
素养·目标定位 课前·基础认知 课堂·重难突破
随堂训练
素养•目标定位
目标素养
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最 高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而 呈周期性变化的规律。 2.以第三周期元素为例,认识同周期元素的金属性、非金属性 等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,构建元素周 期律。
(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A置 换出B,并且A体现出氧化性,则A的非金属性强于B。
(5)非金属阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱,元 素的非金属性越弱。
(1)试根据同周期主族元素非金属性的变化规律,比较SiH4、 PH3、H2S和HCl的热稳定性。
(2)请从原子结构变化的角度解释,同周期主族元素随着原
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象: 先产 生白色沉淀,后白色沉淀溶解 ,反应的化学方程式:
AlCl3+3NaOH══3NaCl+Al(OH)3↓ , NaOH+Al(OH)3══Na[Al(OH)4] 。
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2012版中考数学复习指导
2012版中考数学复习指导
•解析 (1)Si的最外电子层也是能量最高的能层，价电子排布式为 3s23p2，该能层上原子轨道数为9。 •(6)a项，F、Cl、Br的非金属性逐渐减弱，电负性也逐渐减弱，正确 。b项，F无最高正价，错误。c项，HF分子间形成氢键，沸点最高， 错误。d项，F2、Cl2 、Br2固态时是分子晶体，组成和结构相似，相 对分子质量越大，分子间作用力越大，熔点越高，错误。 •答案 (1)M 9 4 (2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 •(3) •(4)1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4 (5)K F (6)a
2012版中考数学复习指导
[高考印证]
1．(2013· 海南，3)重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错 误的是 A．氘(D)原子核外有1个电子Байду номын сангаасB．1H与D互称同位素 C．H2O与D2O互称同素异形体
16 D．1H18 O 与 D 2 2 O的相对分子质量相同
(
)。
•
解析 同素异形体是同种元素形成不同单质，H2O和D2O为同种物 质，为化合物，C项错误。 • 答案 C
2012版中考数学复习指导
1 6．所有的晶胞结构中处于顶点的原子对晶胞的贡献都是 吗？ 8
答案 不一定，若晶胞不是立方结构时，晶胞结构中处于顶 1 点的原子对晶胞的贡献不一定是 ，如是六棱柱时，每个顶 8 1 点上的原子对该晶胞的贡献是 。 6
2012版中考数学复习指导
考点一 原子结构与元素的性质
2012版中考数学复习指导
•(4)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 •(5)了解键的极性和分子的极性。 •(6)了解原子晶体的特征、能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结 构与性质的关系。
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• 3．分子间作用力与物质的性质 • (1)了解分子间作用力与化学键的区别。了解分子间作用力的大小 对物质某些物理性质的影响。 • (2)了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的常见物 质。 • (3)了解分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒， 微粒间作用力的区别。
2012版中考数学复习指导
• 2．化学键与物质的性质 • (1)了解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理 性质。 • (2)了解共价键的形成及其主要类型(σ键和π键)，能用键能、键长 、键角等说明简单分子的某些性质。 • (3)能用价层电子对互斥理论推测常见的简单分子或者离子的空间 结构。了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。
2012版中考数学复习指导
2012版中考数学复习指导
2012版中考数学复习指导
•【自查自纠】 •①1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p ②共用 •③自由电子 ④氢键 ⑤sp、sp2、sp3
2012版中考数学复习指导
• 1．下列三种基态原子的核外电子排布式是否正确？为什么？ • (1)铬原子基态电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2 • (2)铜原子基态电子排布式：1s22s22p63s23p63d94s2 • (3)铁原子基态电子排布式为：1s22s22p63s23p64s23d6
角度1
• 知识链接
原子结构及其微粒间的关系(2013· 上海，3)
(1)
A Z X表示质子数为Z、质量数为A的X原子，该原子的中子
数为N＝A－Z，核外电子数为Z。 (2)同种元素的原子和离子均具有相同的质子数、核电荷 数，但核外电子数不同。阳离子(Mn＋)：核电荷数＝质子数 ＝核外电子数＋n；阴离子(Rn－)：核电荷数＝质子数＝核外 电子数－n。
2012版中考数学复习指导
角度6
元素电负性的变化规律及应用[2013· 四川化学，4A； 山东，32(1)]
• 知识链接 • (1)电负性的变化规律：①同一周期，从左到右，元素的电负性递 增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减；③金属元素的电负 性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8。
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• 4．配离子[Cu(H2O)4]2＋中，Cu2＋与H2O之间的配位键是怎样形成的？ 中心离子、配体、配位原子、配位数各是什么？ • 答案 水分子中的氧原子提供孤电子对，铜离子提供空轨道接受 水分子的孤电子对，从而形成一种特殊的共价键——配位键。其中Cu2＋ 是中心离子，H2O是配体，H2O 中的氧原子是配位原子，配位数是4。 • 5．单质分子都是非极性分子吗？ • 答案 不是，如O3分子为极性分子。
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(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子， 而且它们的自旋状态相反，如锂原子的电子排布图为： 。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时基态原 子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相
同，如氮原子电子排布图为：
另外，能量
相近的原子轨道在全充满(如p6、d10、f14)、半充满(如p3、 d5、f7)和全空(如p0、d0、f0)时体系能量较低，原子较稳定。 如Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1。
角度3
• 知识链接
核外电子的排布规律[2013· 四川化学，8(2)]
(1)构造原理：(1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p) 是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的 电子排布图的主要依据之一。①电子排布式是用数字在能级 符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如K： 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。②电子排布图：每个小框代表 一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子的电子排 布图为 。
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角度4
同周期、同主族元素性质的递变规律(2013· 四川化 学，4B)
• 知识链接 • 同一周期自左向右(同一主族自下而上)元素性质的递变规律：(1) 原子半径逐渐减小；(2)金属性减弱，非金属性增强；(3)元素的阳离子 氧化性增强，阴离子还原性减弱；(4)气态氢化物稳定性增强；(5)最高 价氧化物对应水化物的碱性减弱、酸性增强。 • 角度发散 • 元素金属性、非金属性强弱的判断依据。
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• 2．(2013·高考试题汇编)请根据要求，回答下列问题： • (1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层 具有的原子轨道数为________、电子数为________。[2013·全国新课 标Ⅰ，37(1)] • (2)基态铜原子的核外电子排布式为________。[2013·福建理综， 31(2)②] • (3)Ni2＋的价层电子排布图为：________。[2013·全国新课标Ⅱ， 37(1)] •
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•
答案 不正确。能量相同的原子轨道在全充满(如p6、d10和f14)、半 充满(如p3、d5和f7)和全空(如p0、d0和f0)状态时，体系能量最低，原子 较稳定。正确的写法应为Cr：1s22s22p63s23p63d54s1；Cu： 1s22s22p63s23p63d104s1，当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺 序填充，但在书写电子排布时，仍把(n－1)d轨道放在ns轨道前面，铁 原子基态电子排布式应写为1s22s22p63s23p63d64s2。
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•(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族和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规律。 •(8)了解元素电离能的含义，并能说明元素的某些性质、了解电负性 的概念，知道元素的性质与电负性的关系、了解主族元素第一电离能 、电负性等性质的周期性变化规律。
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角度2
元素同位素和核素的区别与联系(2013· 海南，3B)
• 知识链接 • (1)元素、核素、同位素间的关系：
•
(2)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相 同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是 某些物理性质略有差异。
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• 2．如何判断化合物是离子化合物还是共价化合物？ • 答案 离子化合物中一定含有离子键，也可能同时含有共价键， 融化状态下能导电；共价化合物只含有共价键，不含有离子键，融化 状态下不导电。 • 3．什么叫氢键？氢键属于化学键吗？氢键有什么特征？ • 答案 已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一分子 中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键，氢键不属于化学键， 是一种特殊的分子间作用力，其大小介于范德华力和化学键之间，具 有一定的方向性和饱和性。
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•(4)S基态原子的核外电子排布式是________。[2013·四川化学，8(2)]
•(5)F、K、Fe、Ni四种元素中的第一电离能最小的是________，电负 性最大的是________。[2013·全国新课标Ⅱ，37(2)]
•(6)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的 是________。[2013·山东理综，32(1)]
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•第4讲 元素周期律
物质结构与性质
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• 【考纲点击】 • 1．原子结构与元素的性质 • (1)了解元素、核素和同位素的含义。 • (2)了解原子的构成；了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数 、核外电子数、质量数以及它们之间的相互关系。 • (3)了解多电子原子的核外电子分层排布规律，能用电子排布式表 示1～36号元素的原子及简单离子的核外电子排布。 • (4)理解元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、 族、区)及其应用。