物质结构与元素周期律专题复习教案
高中化学：第一章物质结构元素周期律复习教案人教版必修2
必修二第一章物质结构元素周期律复习导案一、基础知识回顾（一）原子结构与同位素1、原子的构成：a2、原子的表示方法：①原子可表示为，代表的意义是。
②a b X c d的含义：a代表，b代表，c代表，d代表。
3、原子中各粒子存在的数据关系：①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。
②电子关系：对于中性原子：核外电子数＝＝＝；对于阳离子：核外电子数＝；对于阴离子：核外电子数＝。
4、元素、核素与同位素：（1）概念：①元素：具有相同的的原子的总称。
②核素：具有一定数目的和一定数目的的一种。
③同位素：相同而不同的同一元素的互称为同位素。
（2）三者之间的关系：（二）元素周期表与元素周期律1、元素周期表的编排及结构（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从到排列；②将的各元素按递增的顺序从左到右排成一横．行．，称为一周期；③把的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．，称为一族。
（2）周期表的结构：（3）元素周期表与原子结构的关系：周期序数＝；主族序数＝＝；主族元素的负化合价＝。
2、元素周期律的实质及内容（1）元素周期律：元素的性质（、、、、等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是。
（2）运用列表对比，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律（三）化学键1、化学键：在原子结合成分子时，叫做化学键。
化学反应的过程，本质上就是的断裂和的形成的过程。
2、离子键和共价键的比较：二、规律方法总结1、元素金属性与非金属性的判断规律（1）元素金属性的判断规律①在同一周期中，从左到右元素的金属性逐渐减弱；在同一主族中，从上向下元素的金属性逐渐增强。
②金属与水（或酸）反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。
③氢氧化物的碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。
例如，碱性：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则元素的金属性：Na＞Mg＞Al。
④金属单质和另外金属盐溶液的置换反应。
物质结构元素周期律复习教案
物质结构元素周期律复习教案第一章：元素周期律的基本概念1.1 元素周期律的发现1.2 元素周期表的结构1.3 主族元素和过渡元素1.4 原子序数与元素性质的关系第二章：元素周期律的规律2.1 周期律的周期性2.2 周期律的族性2.3 周期律的能级性2.4 周期律的价态性第三章：主族元素的性质3.1 碱金属族3.2 碱土金属族3.3 卤素族3.4 稀有气体族第四章：过渡元素的性质4.1 过渡元素的电子排布4.2 过渡元素的价态4.3 过渡元素的反应性4.4 过渡元素的应用第五章：元素周期律在化学反应中的应用5.1 氧化还原反应5.2 酸碱反应5.3 置换反应5.4 合成反应第六章：元素周期律与原子结构的关系6.1 原子核外电子的排布6.2 原子半径的变化规律6.3 元素电负性的周期性变化6.4 元素电负性与金属性、非金属性的关系第七章：元素周期律与化合物的性质7.1 离子半径的变化规律7.2 化合价的变化规律7.3 键长和键能的变化规律7.4 元素周期律在材料科学中的应用第八章：元素周期律在生物化学中的应用8.1 生物体中元素的分布8.2 元素在生物体中的功能8.3 元素周期律在药物设计中的应用8.4 元素周期律在生物传感器中的应用第九章：元素周期律在环境化学中的应用9.1 环境中有害元素的来源和迁移9.2 元素周期律在污染物分析中的应用9.3 元素周期律在环境保护中的应用9.4 环境污染治理技术的选择第十章：元素周期律在现代化学研究中的应用10.1 元素周期律在新材料合成中的应用10.2 元素周期律在催化剂设计中的应用10.3 元素周期律在化学反应机理研究中的应用10.4 元素周期律在化学教育与研究中的重要性重点和难点解析重点一：元素周期律的基本概念重点关注章节：第一章补充和说明：学生需要理解元素周期律的发现背景、元素周期表的结构特点、主族元素和过渡元素的区分，以及原子序数与元素性质的关系。
重点二：元素周期律的规律重点关注章节：第二章补充和说明：学生需要掌握周期律的周期性、族性、能级性和价态性等规律，并了解其在元素性质预测中的应用。
高一化学必修2第一章《物质结构元素周期律》的复习教案
高一化学必修2第一章《物质结构元素周期律》的复习教案一、本章复习要求1．掌握原子结构的初步知识，掌握同位素的概念和应用；了解质量数、核素的相对原子质量、元素的相对原子质量的联系与区别。
2．掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。
3．掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化及其本质。
4．熟练掌握周期表的结构；掌握同周期、同主族元素性质的递变规律；掌握原子结构、元素性质和元素在周期表中位置的相互关系。
5．掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键以及分子间作用力等概念。
二、本章知识网络第一节元素周期表1．元素周期表的结构(1)周期：由电子层数决定，7个横行为7个周期。
短周期指1、2、3三个周期；长周期有4、5、6三个周期；第7周期未排满，称作不完全周期。
(2)族：18个纵行，共16个族：7个主族、7个副族、1个零族，1个第Ⅷ族。
主族有第1、2、13、14、15、16、17纵行，依次为IA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、V A、ⅥA、ⅦA；副族有第3、4、5、6、7、11、12纵行，依次称为ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、IB、ⅡB；第18纵行为零族；第8、9、10纵行为第Ⅷ族。
2．由序数确定位置的方法由给定的原子序数与就近的稀有气体元素的原子序数的差值推出所在周期与族。
3．元素周期表的规律(2)若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则：当m ／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m ／n=1时，为两性元素(氢除外)，其氧化物的水化物显两性；当m ／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。
无论同周期还是同族中，m ／n 值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m ／n 值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。
(3)对角线规则周期表中A 、B 两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。
如Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化；BeO 和Al 203均显示两性;A1C13 和BeCl 2均为共价化合物等。
物质结构元素周期律复习教案
物质结构元素周期律复习教案一、教学目标1. 让学生掌握元素周期律的基本原理和应用。
2. 使学生能够理解元素周期律在物质结构中的应用。
3. 培养学生运用元素周期律分析和解决化学问题的能力。
二、教学内容1. 元素周期律的发现和发展2. 元素周期律的基本原理3. 元素周期律在物质结构中的应用4. 元素周期律的实际应用实例5. 元素周期律的局限性及发展前景三、教学重点与难点1. 教学重点：元素周期律的基本原理，元素周期律在物质结构中的应用。
2. 教学难点：元素周期律的实际应用实例，元素周期律的局限性及发展前景。
四、教学方法1. 采用讲授法，系统讲解元素周期律的基本原理和应用。
2. 利用案例分析法，分析元素周期律在物质结构中的应用。
3. 开展小组讨论，探讨元素周期律的实际应用实例和局限性。
4. 利用多媒体手段，展示元素周期律的相关图像和数据，增强学生理解。
五、教学过程1. 引入：通过展示元素周期表，引导学生回顾元素周期律的基本概念。
2. 讲解：详细讲解元素周期律的发现和发展，让学生理解元素周期律的基本原理。
3. 案例分析：分析元素周期律在物质结构中的应用，如原子半径、离子半径、电负性等。
4. 小组讨论：让学生分组讨论元素周期律的实际应用实例，如催化剂的选择、材料的制备等。
5. 总结：总结元素周期律的局限性及发展前景，引导学生思考元素周期律在未来的发展方向。
6. 练习：布置相关练习题，巩固学生对元素周期律的理解和应用能力。
教案仅供参考，具体教学过程中可根据学生实际情况进行调整。
六、教学评估1. 课堂提问：通过提问了解学生对元素周期律基本原理的理解程度。
2. 练习题：布置课堂练习题，评估学生对元素周期律应用的掌握情况。
3. 小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，评估学生对元素周期律实际应用实例的理解和分析能力。
七、教学拓展1. 介绍元素周期律在其他领域的应用，如生物学、环境科学等。
2. 探讨元素周期律在现代化学研究中的新进展和新应用。
人教课标版高中化学必修2《物质结构_元素周期律》第一课时复习教案
第一章物质结构元素周期律复习课第1课时从容说课本章的重点是元素周期律和元素周期表，要深刻地理解并运用它们，必须以有关原子结构、核外电子排布的知识作基础。
元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，包括分析简单化合物的形成等都是在原子结构的基础上建立起来的，否则，元素周期律和周期表就成了无源之水、无本之木。
因此，掌握有关原子结构的知识，是深刻理解元素周期律和运用元素周期表必不可少的。
另外，复习有关这部分内容时，因概念较多，单纯的讲述、整理和归纳会因内容的抽象而显得有些枯燥。
为此，本节课主要用了问答式的教学方法，并讲练结合，使所授内容和练习互为补充。
教学目标知识与技能1．理解原子的组成及同位素的概念。
掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．以第一、二、三周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。
3．理解离子键、共价键的含义。
了解键的极性。
过程与方法1．培养学生的空间想象能力、抽象思维能力、科学的分析推理能力。
2．学会运用所学知识的能力。
情感、态度与价值观1．使学生初步意识到物质的结构决定物质的性质。
2．科学地、辩证地看问题。
要点提示教学重点：1.原子的组成及同位素的概念。
2．掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
3．理解离子键、共价键的含义。
教学难点：1．原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．用电子式表示离子化合物或共价化合物的形成过程。
教具准备：多媒体课件、投影仪。
教学过程 导入新课[师] 《物质结构 元素周期律》这一章的概念较多，理论性又强。
为了使大家对本章知识有更深的认识和理解，我们来归纳和整理一下已学知识，同时以练习作载体，对本章知识加以巩固。
板 书：复习课推进新课[师] 首先我们来复习原子结构的有关知识。
板 书：一、原子结构[师] 组成原子的粒子有哪些？它们怎样构成原子？[生] 组成原子的粒子有质子、中子和电子。
物质结构 化学键 元素周期律教案
教学过程一、复习预习1、陌生离子反应方程式的书写；2、与量有关的离子反应方程式的书写。
二、知识讲解考点1、原子的构成质子（Z个）原子核1．原子A Z X 中子（N个）核外电子（Z个）R 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系：2．Z A n①数量关系：核内质子数＝核外电子数②电性关系：原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数=原子序数阳离子：核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子：核外电子数＝核内质子数＋电荷数③质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）考点2、元素、核素、同位素1．元素：具有相同质子数的同一类原子的总称（质子数相同的同种原子）。
2．核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
3．同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
特别提示：1．任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子。
2．同一元素的各种核素化学性质相似，物理性质不同。
3．同位素：“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占有同一个位置。
考点3、核外电子排布的规律1．电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布。
2．电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。
3．每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。
4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。
电子层 1 2 3 4 n电子层符号K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2考点4、元素周期表1．编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。
（主族序数＝原子最外层电子数）2．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体考点5、元素周期律元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果1．核电荷数：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐增大。
高一化学 第一章《物质结构 元素周期律》复习课(第2课时)教案 新人教版必修2
第一章复习课（第2课时）三维目标知识与技能：1．掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅡA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。
过程与方法：能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。
情感、态度与价值观：对“位置、结构、性质”的分析，培养学生综合、辩证、创新的精神。
教学重点：1．元素周期律的实质．位置、结构、性质三者之间的关系教学难点：位置、结构、性质三者之间的关系教具准备：多媒体课件、投影仪教学过程[新课导入]师：上节课我们复习了原子结构的知识，本节课我们来复习在此基础上归纳出来的元素周期律和元素周期表的有关知识。
板书核外电子排布的周期性元素性质的周期性元素周期律编制元素周期表板书[多媒体展示]【例题剖析】【例1】A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A、B同周期，B、C同主族。
此三种元素原子最外层电子数之和为17，质子数总和为31。
则A、B、C分别是。
[多媒体展示]练习根据原子结构理论和元素周期律，请回答关于114号元素(此元素尚未命名，暂以X代替其化学符号)的几个问题。
(1)原子核外有几个电子层?最外层电子数可能是多少?(2)它在周期表中位于第几周期?第几族?属于金属元素还是非金属元素?(3)写出它的最高价氧化物及对应水化物的化学式。
(4)写出它的氯化物的化学式。
决定归纳[多媒体展示]元素周期表结构与元素性质的关系(稀有气体除外)师：同周期元素性质递变由最外层电子数和原子半径两方面决定；同主族元素性质递变由原子半径变化决定。
因此，前者变化幅度大，后者变化幅度小，即同周期相邻元素的性质主要表现为相异性，而同主族相邻元素的性质主要表现为相似性。
[多媒体展示]【例题剖析】【例2】：下列各微粒半径依次增加的是答案：BCA．Cs+、K+、Mg2+、Al3+B．F、F-、Cl-、Br- C．Ca2+0、K+、Cl-、S2-D．Al、Al3+、Mg、K练习1．按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )答案：ACA．Cｌ、S、P B．N、O、F C．Al3＋、Mｇ2＋、Nａ＋D．K、Nａ、Lｉ2．已知同周期的X、Y、Z三元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序HZO4＞H2YO4＞H3XO4下列判断不正确的是( )A．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱C．原子半径按X、Y、Z的顺序减小D．气态氧化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱答案：AD过渡：学习理论的目的在于应用。
元素周期表 元素周期律 复习 教案
物质结构元素周期律》复习课教案一．三维教学目标1．知识与技能（1）理解元素周期律的实质，并能熟练应用；（2）进一步了解元素周期表的结构；（3）掌握原子结构与元素性质的递变关系。
2．过程与方法（1）能够设计出适当的图表来表示1-18号元素的周期性变化规律；（2）能够总结元素周期表的编排原则并画出元素周期表的基本框架；（3）能初步具有总结元素递变规律的能力，能把位、构、性初步联系起来并熟练运用。
3．情感、态度与价（1）体会对比、归纳、总结等科学方法在探究学习中的应用；（2）认识到合作、交流在科学探究学习中的重要作用；（3）能从元素周期表的设计与探究过程中体验到科学探究需要坚持不懈的努力二．教学重点1.元素周期律的实质2.原子结构与元素性质的递变规律三．教学难点位、构、性三者之间的规律及其应用．教学方法回答法、归纳整理、讲练结合五．教学用具多媒体电量关系原子A Z X阳离子A Z X n+六．教学过程 【考点梳理】含考点：1、原子序数2、核素、同位素3、核外电子排布规律的初步认识「质子「原子核峠L 中子决定元素种类决定核素种类1、几个重要关系式质量关系相对原子质量=质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 核外电子数=核电荷数二核内质子数二原子序数核外电子数=质子数-所带的电荷数（=Zn ）核外电子数=质子数+所带的电荷数（=Z+n ） 2、核素：具有一定数目逅子和一定数目住子的原子。
同位素：同一兀素的不同核素互称为同位素。
※说明：（1）符号A ZX 的意义：表示元素符号为X ，质量数为A ，核电荷数（质子数）为Z 的一个原子．（2）只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．（3）由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数． （4）同位素的特性：物理性质不同（质量数不同），化学性质相同；． （5）氢元素的三种同位素：氕、氘、氚（6）重要同位素的用途：氘、氚为制造氢弹的材料；14C 多用于考古中测定文物年代；※注意：“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl -的核电荷数为17，电荷数为1•［例题］（2011）2•硒（Se ）是人体必需的微量元素，8034Se 的中子数为A ．34B ．46C ．80D ．114原子核外电子核外电子排布与变化决定元素的性质（2008）4．下列各组物质中，互称为同位素的是A•12C和14CB•氧气和臭氧C•甲烷和乙烷D.正丁烷和异丁烷3、核外电子排布规律（1）核外电子总是尽先排布在_能量最低的电子层里，能量越_低，离核越近。
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物质结构与元素周期律一、原子的构成1、原子：2、两个关系式：（1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。
（2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。
【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是()二、核外电子排布1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。
2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。
3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。
表示：层数 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N O P Qn值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。
电子层实际上并不存在。
4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍高的电子层，即电子由内而外逐层排布。
5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。
②最外层电子数不超过个。
（K层为最外层时不超过2个）③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。
6、表示方法：①原子、离子结构示意图。
②原子、离子的电子式。
三、电子式的书写【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( )根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样得到的表就叫做元素周期表。
1、编排依据（1）按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，得到。
（3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。
2、结构短周期：1、2、3周期（7个横行）长周期：4、5、6不完全周期：77个主族：ⅠA～ⅦA族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB16个族第Ⅷ族零族（稀有气体）【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数B．除短周期外，其他周期均有18种元素C．副族元素中没有非金属元素D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素1.内容：元素的性质随着的递增而呈周期性变化的规律，叫元素周期律。
其实质是：元素性质的周期性变化是元素原子核外的周期性变化的必然结果。
随着原子序数（核电荷数）的递增：⑴原子结构呈周期性变化。
⑵原子半径呈周期性变化。
⑶元素主要化合价呈周期性变化。
⑷元素的金属性与非金属性呈周期性变化。
2.元素金属性强弱的判断依据（1）元素的金属性：指元素的原子电子的能力。
（2）元素的金属性强弱判断的依据有：①单质与水或酸反应置换氢气的难易程度。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
③金属活动性顺序表。
④金属之间的相互置换。
⑤金属阳离子氧化性的强弱。
3.元素非金属性强弱的判断依据（1）元素的非金属性：指元素的原子电子的能力。
（2）元素的非金属性强弱判断的依据有：①单质与氢气化合的难易程度。
②生成氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。
④非金属单质之间的相互置换。
⑤元素原子对应阴离子的还原性。
【例 6】下列叙述中能确定A金属性一定比B金属性强的是() A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A与足量酸反应生成的H2比1 mol B与足量酸反应生成的H2多D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能4.元素的性质与元素在周期表中位置的关系A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－的小C．Na与Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱【例 8】下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（）①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族A．①② B．①③ C．②④ D．③④5.微粒半径大小比较规律1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（除外）2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大具体规律 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越6、同种元素的微粒半径：阳离子原子阴离子7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径【例 9】具有相同电子层结构的三种粒子A n＋、B n-、C，下列分析正确的是（） A．原子序数关系是C＞B＞A B．粒子半径关系是B n-＜A n+C．C一定是稀有气体元素原子 D．原子半径关系是A＜B【例 10】已知：a A n＋、b B(n＋1)＋、c C n－、d D(n＋1)－是具有相同的电子层结构的短周期元素形成的简单离子，下列叙述正确的是 ( ) A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>c>dC．离子半径：C>D>A>B D．单质还原性：A>B>C>D六、元素周期律和元素周期表的意义1.根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质。
2.启发人们在一定范围内寻找某些物质：(1)半导体元素在两性线附近，如：Si、Ge、Ga等。
(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找。
【例 11】右图是周期表中短周期的一部分，A、B、C三种元素原子核外电子数之和等于B 的质量数。
B原子核内质子数和中子数相等。
下面叙述中不正确的是（）A.A、B、C三种元素不全都是非金属元素B.A元素最高价氧化物的对应水化物具有强氧化性和不稳定性C.B元素的氧化物、氢化物的水溶液都呈酸性D.C元素的单质是非金属单质中唯一能跟水激烈反应的单质【例 12】通常情况下，粒子A和B为分子，C和E为阳离子，D为阴离子，它们都含有10个电子；B溶于A后所得的物质可电离出C和D；A、B、E三种粒子反应后可得C和一种白色沉淀。
请回答：(1)用化学符号表示下列四种微粒：A：________，B：________，C：________，D：________。
(2)写出A、B、E三种微粒反应的离子方程式：______________________________ _____。
七、核素、同位素及原子量1.核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
2.同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。
3.丰度：天然同位素原子的原子个数百分比，即物质的量百分比。
4.各种原子量及计算原子的质量：也即实际质量，一般通过精密的实验测得。
原子的相对原子质量：M＝。
原子的近似原子质量：即原子的质量数（A）= 。
元素的相对原子质量：某元素各种核素的相对原子质量与其原子百分比的乘积之和。
元素的近似相对原子质量：某元素各种天然同位素原子的质量数与其原子百分比的乘积之和，即M＝∑A i·x i 。
【例 13】金属钛对体液无毒且有惰性，能与肌肉和骨骼生长在一起，因而有“生物金属”之称。
下列说法中正确的是 ( )【例 14】中国地质大学郑建平教授借助同位素测定方法，发现了一块来自36亿年前地球20～30千米深处的地壳岩石，为人类研究地球早期形成演化，提供了极为重要的科学依据，同位素测定方法中应用较多的是13C、15N分析方法，下列关于13C、15N的叙述，正确的是（）A.13C、15N具有相同的中子数B.0.012 kg 13C所含碳原子数为阿伏加德罗常数C.等物质量的量的13C17O和15N2两种气体具有相同的质子数、原子数和质量D.13C、15N和C60、N70互为同位素八、元素周期表中元素性质的递变规律1.碱金属元素（1）物理性质（2）化学性质与水反应的剧烈程度：Li‹Na‹K。
2.卤族元素相似性：均有颜色，均有毒，在水中的溶解度均比较小。
递变性：从F2到I2，颜色逐渐加深，密度逐渐变大，熔沸点逐渐升高。
（2）化学性质：【例 15】砹是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物最不可能具有的性质是（）①砹化氢很稳定②砹单质与水反应，使砹全部转成氢砹酸和次砹酸③砹化合物的熔点较高④砹是黑色固体⑤砹化银不溶于水A．只有①② B．只有①③④ C．只有③④⑤ D．只有②④3.核外电子排布的特殊规律(短周期元素)(1)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
(2)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。
(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。
(5)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
(6)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
九、化学键1.化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用称为化学键。
2.中学阶段所学的化学键主要为下列三种类型：类型作用方式成键元素离子键阴阳离子间的静电作用活泼金属与活泼非金属共价键极性键共用电子对共用电子对偏向吸引电子能力强的原子不同的非金属元素原子非极性键共用电子对无偏移同一非金属元素的原子金属键金属阳离子和自由电子之间形成的化学键金属原子（1）离子化合物中并不存在单个的分子，例如NaCl，并不存在NaCl分子。
（2）既有离子键又有共价键的化合物属于离子化合物。
（3）金属和非金属形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3，一般认为是共价化合物。
（4）铵盐中没有金属元素，但是离子化合物。
【例 16】下列关于化学键和化合物的说法中正确的是( ) A．两种元素组成的分子中一定只有极性键B．金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物D．含有阴离子的化合物一定含有阳离子【例 17】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W与Y、X与Z位于同一主族，W 与X可形成共价化合物WX2，Y原子的内层电子总数是其最外层电子数的2.5倍。
下列叙述中不正确的是 ( ) A．WX2分子中所有原子最外层都满足8电子结构B．WX2、ZX2中的化学键类型相同C．WX2是以极性键结合成的非极性分子D．原子半径大小顺序为：X<W<Y<Z十、分子间作用力和氢键1．分子间作用力(1)定义：分子之间的作用力，又称范德华力。