2016年浙江省高二化学学考元素周期表以及元素周期律知识点与典型例题剖析.docxVIP

中小学 1 对 1 课外辅导专家 龙文教育学科老师个性化教案 教师 刘赛华 学科 化学 学生姓名年级 唐金婷高一 课时数量 上课日期教材版本 7-6 苏教版 学案主题 元素周期表与元素周期律  （全程或具体时间） 第（1 ）课时 授课时段 10-12 教学内容 规律总结与应用 教学目标 个性化学习问 教学重点、难点 题解决 学考重难点 一、复习提纲 结合孩子的学习情况设计教案 中子 N（不带电荷） 决定原子种类  同位素 （核素） 原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量质子 Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 (A X) Z 电子数（Z 个）：  化学性质及最高正价和族序数 核外电子 运动特征 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 决定 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 教学过程 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 具 元素周期律和 编 体 排 表 元素周期表 依 现 排列原则 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）排成一个纵行。 据 形 ①、短周期（一、二、三周期） 式 周期（7 个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 三 七 长 主 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） 三 七 ①、主族（ⅠA～ⅦA 共 7 个）短 副 — 零 元素周期表 族（18 个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共 7 个） 不 和 全 八 ③、Ⅷ族（8、9、10 纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径性质递变 ③、主要化合价 1 中小学 1 对 1 课外辅导专家 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1 、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（ 稀有气体除外） 如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs 具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I-- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 Fe>Fe2+>Fe3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应 依据： ⑤原电池反应中正负极 ①与 H 2 化合的难易及氢化物的稳定性 元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断 ④互相置换反应 ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数 的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。 规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素） 同位素 ①、结构上，质子数相同而中子数不同； 特点： ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同； ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 2 离子键  ①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 中小学 1 对 1 课外辅导专家 ②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na O 等）；离子晶体。 2 2 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na O ）； 2 2