资源简介

(共63张PPT)
第4章 物质结构元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第2课时 原子结构与元素的性质
课标要点
核心素养
1.宏观辨识与微观探析：能运用原子结构模型说明碱
1.了解碱金属元素及卤族元素的原子结构特点，知道同
金属元素、卤族元素的性质，形成“结构决定性质”
一主族元素原子结构的相似性和递变规律。
的观念。
2.了解碱金属元素及卤族元素性质的相似性和递变规
2.证据推理与模型认知：知道可以通过分析、推理等
律，知道同主族元素性质的相似性和递变规律。
方法认识研究对象的本质特征、构成要素及其相互
3.能结合有关数据和实验事实认识同主族元素性质的
关系，建立认知模型，并能运用模型解释化学现象，
递变规律。
解释现象的本质和规律。
一、碱金属元素（除H以外的第IA族元素）
1.原子结构特点
相同点
最外层电子数都为1
原子结构
从Li→Cs,核电荷数逐渐增多，电子层
递变规律
数逐渐增多，原子半径逐渐增大
2.单质的化学性质
(1)钾、钠与氧气或水的反应
与氧气反应
Na、K
与水反应
都熔成小球，浮于水面，四处
钠剧烈燃烧，黄色火焰
现象
游动，钠发出嘶嘶声响，钾发
钾燃烧更剧烈，紫色火焰
生轻微爆炸
钾比钠的活动性强
结论
钾比钠的活动性强
(2)化学性质特点
原子都易失去最外层的一个电子，性质活
相似性
泼，都能与氧气等非金属单质及水反应
从锂到铯，与氧气、水等的以应越来越剧
差异性
烈，金属性逐渐增强
(3)写出下列反应的化学方程式。
①Li与O2(加热)：4L+O2川2Li2O。
②Na与O2(加热)：2Na+O2I川Na2O2。
③Na与H2O:2Na+2H2O夕2NaOH+H2M。
④K与H2O:2K+2H,O夕2KOH+H2。
钾在氧气中的燃烧比钠更剧烈，生成的
氧化物更加复杂。
温馨提示
3.单质的物理性质从锂→铯
除铯外，都是银白色固体，密度较小，硬度
相同点
小，熔点较低
递变性
密度有增大的趋势，熔、沸点逐渐降低
特性
密度：K二、卤族元素
1.原子结构特点
相同点
最外层电子数都为7
原子结构
从F→I,核电荷数逐渐增多，电子层
递变规律
数逐渐增多，原子半径逐渐增大(共14张PPT)
第4章 物质结构元素周期律
本章整合提升
决定元素种类—质子
分子间的作用力
中子
原子核
氢键
原子
离子键
最外层电子数决定化学性质
粒间
化学键
核外电子
离子
构成物质的微粒
共价键
物质结构
分子
化合价
最高价=主族序数
互
规律
0、F例外
一、
二、三
短周期
角
半径大
最低价=主族序数-8
四、五、六、七
周期
元素周期律
小规律
层多半径大，层同质子数大半径小
长周期
能量最低
0族
元素周期表
元素周
核外电子
每层最多2n2个，最外层不超过8个
排布规律
第Ⅷ族
位置
七个副族
族
律
金属性大小
活动性、与酸反应的程序
比较规律
置换反应
七个主族
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
主族序数=最外层电子数
位置
周期数=电子层数
规律
非金属性
与H2化合难易
大小比较
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
规律
氢化物的稳定性
一、元素的金属性与非金属性强弱的判断
1.金属性强弱的判断
(1)根据元素周期表判断
①同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱。
②同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强。
(2)根据金属活动性顺序判断
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H)Cu Hg Ag Pt Au
金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱
(3)根据单质及其化合物的性质判断
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性
越强。
②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的
金属性越强。
(4)根据金属单质间的置换反应判断
若X”++Y乇X十Ym+,则Y比X金属性强。
(5)根据离子的氧化性强弱判断
金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧
化性Cu+>Fe2+,则金属性Cu2.非金属性强弱的判断
(1)根据元素周期表判断
①同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强。
②同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)根据单质及其化合物的性质判断
①单质与氢气化合越容易（或氢化物越稳定），元素
的非金属性越强。
②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的
非金属性越强。
(3)根据非金属单质间的置换反应判断
若A”十B乇A十Bm-,则B比A非金属性强
(4)根据离子的还原性强弱判断
非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，
如还原性C1I。
(1)元素金属性和非金属性强弱判断的
根本依据是元素失去或得到电子的难易
程度，与失去或得到电子的多少无关，如
温馨提示
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。
(2)氟元素没有最高正价，不存在含氧酸；最高价氧
化物对应水化物的酸性最强的是高氯酸。
(3)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Cu+Cu第4章 物质结构元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第1课时 原子结构 元素周期表 核素
课标要点
核心素养
1.了解原子的构成及各部分的数量关系。能写出常见1.微观探析：能从元素和原子水平上认识物质的组成
原子结构示意图。
和结构。
2.能认识元素周期表编排原则及其结构。
2.证据推理：具有证据意识，能基于证据对物质组成、
3.了解元素、核素、同位素的含义；了解放射性同位素的
结构及其变化提出可能的假设，通过分析推理加以
应用。
证实或证伪。
一、原子结构
1.原子构成：
质子：相对质量近似为1，带1个单
原子核
位正电荷
(1)原子
中子：相对质量近似为1，不带电
核外电子：带1个单位负电荷
(2)质量数(A)=质子数(Z)十中子数(V)。
普通氢原子没有中子，只有质子和电子。
温馨提示
2.核外电子的排布
(1)分层排布：各电子层离核由近到远，能量由低到高，
符号依次为K、L、M、N、O、P、Q等。
(2)排布规律：
①电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填
充下一层
②原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
③原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能
超过2)。
(3)表示方法：原子结构示意图（以钠为例）
电子层
M
M层电子数
粒子符号
原子核
核内质子数或核电荷数
二、元素周期表：
1.原子序数
(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编
号，得到原子序数。
(2)关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
2.编排原则
电子层数目相同的元素，按原子序
横行
周期
数递增的顺序从左到右排列
最外层电子数相同的元素，按电子
纵列
→族
层数递增的顺序自上而下排列
周期序数=电子层数
温馨提示
3.元素周期表的结构
(1)周期（横行）
①个数：有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)
短周期：包括一、二、三周期(3短)。
长周期：包括四、五、六、七周期(4长)。
(2)族（纵列）
①个数：有18个纵列，但只有16个族。它们分别是7
个主族(A)、7个副族(B)、1个零族、1个Ⅷ族。
②特点：主族元素的族序数=最外层电子数(共59张PPT)
第4章 物质结构元素周期律
第三节 化学键
课标要点
核心素养
1.认识构成物质的微粒之间存在相互作用，结合典型实
1.宏观辨识：能运用模型、符号等多种方式对物质的
例认识离子键、共价键的形成。
结构及其变化进行综合表征。
2.能判断简单离子化合物、共价化合物中的化学键类型。2.微观探析：能从物质结构角度认识化合物。
3.认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的3.变化观念：能运用宏观、微观、符号等方式描述、说
实质。
明物质转化的本质和规律。
一、离子键
1.氯化钠的形成
钠与氯气反应时，钠原子最外层的1个电子转移到氯
原子的最外电子层上，钠原子变成钠离子，钠离子最外
层有8个电子，氯原子变成氯离子，氯离子最外层有8
个电子，钠离子与氯离子之间通过静电作用，形成稳定
的化合物—
氯化钠。
Na
Na
Na
CI
+1
8
,88
NaCl
2.离子键
(1)定义：带相反电荷离子之间的相互作用。
(2)成键粒子：阴离子和阳离子。
(3)成键元素：一般是活泼金属元素和活泼非金属
元素。
(4)表示方法
电子式
①概念：在元素符号周围用“·”或“X”来表示原子的
最外层电子（价电子）的式子。
②电子式书写
Na:Na×(或Na·)、Mg:×Mg(或'Mg')、Cl::Cl·、
S:
③离子化合物形成过程：
NaCl:Na×+.
ci:モNa+[xC1:]。
由金属元素和非金属元素形成的化合物
不一定是离子化合物，如A1C13;完全由
非金属元素形成的化合物也可能含离子
温馨提示
键，v1HCl。
二、共价键
1.共价键的形成
(1)Cl2的形成
氯原子的最外层有7个电子，可以共用1个电子达到8
电子稳定结构，所以氯原子间难发生电子得失，形成氯
气分子时，两个氯原子各提供1个电子，形成共用电子
对。该过程用电子式表示为：
:C1·十·C1:乇：C1:C1:。
(2)HC1的形成
形成HC1的过程中，氢原子与氯原子最外层电子中的
未成对电子形成共用电子对，从而使各原子最外层都
达到稳定结构。像这样的原子间通过共用电子对形成
分子的化合物叫做共价化合物。该过程用电子式表示
为：·H+:C乇H:C1：。(共73张PPT)
第4章 物质结构元素周期律
第二节 元素周期律
课标要点
核心素养
1.认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规
1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构视角说明元素的性质
律，建构元素周期律；并能利用元素在元素周
和规律。
期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元
2.科学探究和创新意识：能通过实验探究物质的性质和变化
素及其化合物的性质。
规律，能提出有意义的实验探究问题，根据已有经验和资
2.以第三周期为例，了解同周期元素性质的递变
料做出预测和假设。
规律。
3.证据推理和模型认知：能根据元素在周期表中的位置、原
3.体会元素周期律（表）在学习元素化合物知识
子结构、性质三者关系进行“位一构一性”的相互推理，建
与科学研究中的重要作用。
立“位一构一性”认知模型。
一、元素性质的周期性变化规律：
1.1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
(最高正化合价和最低负化合价)的变化：
(1)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)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（不芳虑稀有气体元素）。
(3)随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性
变化，即最高正价：由十1到十7(O无最高正价、F无正
价)；最低负价：由一4到一1。
2.第三周期元素金属性、非金属性的变化规律
(1)Na、Mg、Al金属性的比较
①事实1：Na、Mg、A1与水反应剧烈程度依次减弱。
事实2：最高价氧化物水化物碱性依次减弱。
②结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱
。
Al(OH)3既能和酸反应生成盐和水也能
和碱反应生成盐和水，属于两性氢氧化
温馨提示
物。
(2)Si、P、S、C1的非金属性强弱
①事实：最高价氧化物水化物的酸性强弱HCIO
H2 SO>H:PO>H2 SiO
②结论：Si、P、S、C1的非金属性逐渐增强
(3)第三周期元素的金属性、非金属性递变规律：
Na
Mg
Al
Si
P
S
CI
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
(2)元素周期律
①含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期
性的变化
②元素的性质包括原子半径、主要化合价、金属性和非
金属性等。
③实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电
子排布周期性变化的必然结果。

展开更多......

收起↑