資源簡介

(共63張PPT)
第4章 物質結構元素周期律
第一節(jié) 原子結構與元素周期表
第2課時 原子結構與元素的性質
課標要點
核心素養(yǎng)
1.宏觀辨識與微觀探析：能運用原子結構模型說明堿
1.了解堿金屬元素及鹵族元素的原子結構特點，知道同
金屬元素、鹵族元素的性質，形成“結構決定性質”
一主族元素原子結構的相似性和遞變規(guī)律。
的觀念。
2.了解堿金屬元素及鹵族元素性質的相似性和遞變規(guī)
2.證據推理與模型認知：知道可以通過分析、推理等
律，知道同主族元素性質的相似性和遞變規(guī)律。
方法認識研究對象的本質特征、構成要素及其相互
3.能結合有關數據和實驗事實認識同主族元素性質的
關系，建立認知模型，并能運用模型解釋化學現(xiàn)象，
遞變規(guī)律。
解釋現(xiàn)象的本質和規(guī)律。
一、堿金屬元素（除H以外的第IA族元素）
1.原子結構特點
相同點
最外層電子數都為1
原子結構
從Li→Cs,核電荷數逐漸增多，電子層
遞變規(guī)律
數逐漸增多，原子半徑逐漸增大
2.單質的化學性質
(1)鉀、鈉與氧氣或水的反應
與氧氣反應
Na、K
與水反應
都熔成小球，浮于水面，四處
鈉劇烈燃燒，黃色火焰
現(xiàn)象
游動，鈉發(fā)出嘶嘶聲響，鉀發(fā)
鉀燃燒更劇烈，紫色火焰
生輕微爆炸
鉀比鈉的活動性強
結論
鉀比鈉的活動性強
(2)化學性質特點
原子都易失去最外層的一個電子，性質活
相似性
潑，都能與氧氣等非金屬單質及水反應
從鋰到銫，與氧氣、水等的以應越來越劇
差異性
烈，金屬性逐漸增強
(3)寫出下列反應的化學方程式。
①Li與O2(加熱)：4L+O2川2Li2O。
②Na與O2(加熱)：2Na+O2I川Na2O2。
③Na與H2O:2Na+2H2O夕2NaOH+H2M。
④K與H2O:2K+2H,O夕2KOH+H2。
鉀在氧氣中的燃燒比鈉更劇烈，生成的
氧化物更加復雜。
溫馨提示
3.單質的物理性質從鋰→銫
除銫外，都是銀白色固體，密度較小，硬度
相同點
小，熔點較低
遞變性
密度有增大的趨勢，熔、沸點逐漸降低
特性
密度：K二、鹵族元素
1.原子結構特點
相同點
最外層電子數都為7
原子結構
從F→I,核電荷數逐漸增多，電子層
遞變規(guī)律
數逐漸增多，原子半徑逐漸增大(共14張PPT)
第4章 物質結構元素周期律
本章整合提升
決定元素種類—質子
分子間的作用力
中子
原子核
氫鍵
原子
離子鍵
最外層電子數決定化學性質
粒間
化學鍵
核外電子
離子
構成物質的微粒
共價鍵
物質結構
分子
化合價
最高價=主族序數
互
規(guī)律
0、F例外
一、
二、三
短周期
角
半徑大
最低價=主族序數-8
四、五、六、七
周期
元素周期律
小規(guī)律
層多半徑大，層同質子數大半徑小
長周期
能量最低
0族
元素周期表
元素周
核外電子
每層最多2n2個，最外層不超過8個
排布規(guī)律
第Ⅷ族
位置
七個副族
族
律
金屬性大小
活動性、與酸反應的程序
比較規(guī)律
置換反應
七個主族
最高價氧化物對應水化物的堿性強弱
主族序數=最外層電子數
位置
周期數=電子層數
規(guī)律
非金屬性
與H2化合難易
大小比較
最高價氧化物對應水化物的酸性強弱
規(guī)律
氫化物的穩(wěn)定性
一、元素的金屬性與非金屬性強弱的判斷
1.金屬性強弱的判斷
(1)根據元素周期表判斷
①同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸減弱。
②同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強。
(2)根據金屬活動性順序判斷
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H)Cu Hg Ag Pt Au
金屬單質的活動性減弱，元素的金屬性也減弱
(3)根據單質及其化合物的性質判斷
①金屬單質與水或酸反應越劇烈，元素的金屬性
越強。
②最高價氧化物對應的水化物的堿性越強，元素的
金屬性越強。
(4)根據金屬單質間的置換反應判斷
若X”++Y乇X十Ym+,則Y比X金屬性強。
(5)根據離子的氧化性強弱判斷
金屬陽離子的氧化性越強，元素的金屬性越弱，如氧
化性Cu+>Fe2+,則金屬性Cu2.非金屬性強弱的判斷
(1)根據元素周期表判斷
①同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強。
②同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱。
(2)根據單質及其化合物的性質判斷
①單質與氫氣化合越容易（或氫化物越穩(wěn)定），元素
的非金屬性越強。
②最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，元素的
非金屬性越強。
(3)根據非金屬單質間的置換反應判斷
若A”十B乇A十Bm-,則B比A非金屬性強
(4)根據離子的還原性強弱判斷
非金屬陰離子的還原性越強，元素的非金屬性越弱，
如還原性C1I。
(1)元素金屬性和非金屬性強弱判斷的
根本依據是元素失去或得到電子的難易
程度，與失去或得到電子的多少無關，如
溫馨提示
Na在反應中失去1個電子，Mg在反應
中失去2個電子，但金屬性Na>Mg。
(2)氟元素沒有最高正價，不存在含氧酸；最高價氧
化物對應水化物的酸性最強的是高氯酸。
(3)變價金屬的離子的氧化性強弱與元素的金屬性
強弱不一定對應，如氧化性Cu+Cu第4章 物質結構元素周期律
第一節(jié) 原子結構與元素周期表
第1課時 原子結構 元素周期表 核素
課標要點
核心素養(yǎng)
1.了解原子的構成及各部分的數量關系。能寫出常見1.微觀探析：能從元素和原子水平上認識物質的組成
原子結構示意圖。
和結構。
2.能認識元素周期表編排原則及其結構。
2.證據推理：具有證據意識，能基于證據對物質組成、
3.了解元素、核素、同位素的含義；了解放射性同位素的
結構及其變化提出可能的假設，通過分析推理加以
應用。
證實或證偽。
一、原子結構
1.原子構成：
質子：相對質量近似為1，帶1個單
原子核
位正電荷
(1)原子
中子：相對質量近似為1，不帶電
核外電子：帶1個單位負電荷
(2)質量數(A)=質子數(Z)十中子數(V)。
普通氫原子沒有中子，只有質子和電子。
溫馨提示
2.核外電子的排布
(1)分層排布：各電子層離核由近到遠，能量由低到高，
符號依次為K、L、M、N、O、P、Q等。
(2)排布規(guī)律：
①電子總是盡可能先從內層排起，當一層充滿后再填
充下一層
②原子核外各電子層最多容納2n2個電子。
③原子最外層電子數不能超過8(K層為最外層時不能
超過2)。
(3)表示方法：原子結構示意圖（以鈉為例）
電子層
M
M層電子數
粒子符號
原子核
核內質子數或核電荷數
二、元素周期表：
1.原子序數
(1)含義：按照元素在元素周期表中的順序給元素編
號，得到原子序數。
(2)關系：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
2.編排原則
電子層數目相同的元素，按原子序
橫行
周期
數遞增的順序從左到右排列
最外層電子數相同的元素，按電子
縱列
→族
層數遞增的順序自上而下排列
周期序數=電子層數
溫馨提示
3.元素周期表的結構
(1)周期（橫行）
①個數：有7個周期。
②特點：每一周期中元素的電子層數相同。
③分類(3短4長)
短周期：包括一、二、三周期(3短)。
長周期：包括四、五、六、七周期(4長)。
(2)族（縱列）
①個數：有18個縱列，但只有16個族。它們分別是7
個主族(A)、7個副族(B)、1個零族、1個Ⅷ族。
②特點：主族元素的族序數=最外層電子數(共59張PPT)
第4章 物質結構元素周期律
第三節(jié) 化學鍵
課標要點
核心素養(yǎng)
1.認識構成物質的微粒之間存在相互作用，結合典型實
1.宏觀辨識：能運用模型、符號等多種方式對物質的
例認識離子鍵、共價鍵的形成。
結構及其變化進行綜合表征。
2.能判斷簡單離子化合物、共價化合物中的化學鍵類型。2.微觀探析：能從物質結構角度認識化合物。
3.認識化學鍵的斷裂和形成是化學反應中物質變化的3.變化觀念：能運用宏觀、微觀、符號等方式描述、說
實質。
明物質轉化的本質和規(guī)律。
一、離子鍵
1.氯化鈉的形成
鈉與氯氣反應時，鈉原子最外層的1個電子轉移到氯
原子的最外電子層上，鈉原子變成鈉離子，鈉離子最外
層有8個電子，氯原子變成氯離子，氯離子最外層有8
個電子，鈉離子與氯離子之間通過靜電作用，形成穩(wěn)定
的化合物—
氯化鈉。
Na
Na
Na
CI
+1
8
,88
NaCl
2.離子鍵
(1)定義：帶相反電荷離子之間的相互作用。
(2)成鍵粒子：陰離子和陽離子。
(3)成鍵元素：一般是活潑金屬元素和活潑非金屬
元素。
(4)表示方法
電子式
①概念：在元素符號周圍用“·”或“X”來表示原子的
最外層電子（價電子）的式子。
②電子式書寫
Na:Na×(或Na·)、Mg:×Mg(或'Mg')、Cl::Cl·、
S:
③離子化合物形成過程：
NaCl:Na×+.
ci:モNa+[xC1:]。
由金屬元素和非金屬元素形成的化合物
不一定是離子化合物，如A1C13;完全由
非金屬元素形成的化合物也可能含離子
溫馨提示
鍵，v1HCl。
二、共價鍵
1.共價鍵的形成
(1)Cl2的形成
氯原子的最外層有7個電子，可以共用1個電子達到8
電子穩(wěn)定結構，所以氯原子間難發(fā)生電子得失，形成氯
氣分子時，兩個氯原子各提供1個電子，形成共用電子
對。該過程用電子式表示為：
:C1·十·C1:乇：C1:C1:。
(2)HC1的形成
形成HC1的過程中，氫原子與氯原子最外層電子中的
未成對電子形成共用電子對，從而使各原子最外層都
達到穩(wěn)定結構。像這樣的原子間通過共用電子對形成
分子的化合物叫做共價化合物。該過程用電子式表示
為：·H+:C乇H:C1：。(共73張PPT)
第4章 物質結構元素周期律
第二節(jié) 元素周期律
課標要點
核心素養(yǎng)
1.認識原子結構、元素性質呈周期性變化的規(guī)
1.宏觀辨識與微觀探析：能從原子結構視角說明元素的性質
律，建構元素周期律；并能利用元素在元素周
和規(guī)律。
期表中的位置和原子結構，分析、預測、比較元
2.科學探究和創(chuàng)新意識：能通過實驗探究物質的性質和變化
素及其化合物的性質。
規(guī)律，能提出有意義的實驗探究問題，根據已有經驗和資
2.以第三周期為例，了解同周期元素性質的遞變
料做出預測和假設。
規(guī)律。
3.證據推理和模型認知：能根據元素在周期表中的位置、原
3.體會元素周期律（表）在學習元素化合物知識
子結構、性質三者關系進行“位一構一性”的相互推理，建
與科學研究中的重要作用。
立“位一構一性”認知模型。
一、元素性質的周期性變化規(guī)律：
1.1~18號元素的核外電子排布、原子半徑和主要化合價
(最高正化合價和最低負化合價)的變化：
(1)隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布
呈現(xiàn)由1到8的周期性變化（第一周期除外）。
(2)隨著原子序數的遞增，元素的原子半徑呈現(xiàn)由大到
小的周期性變化（不芳慮稀有氣體元素）。
(3)隨著原子序數的遞增，元素的主要化合價呈周期性
變化，即最高正價：由十1到十7(O無最高正價、F無正
價)；最低負價：由一4到一1。
2.第三周期元素金屬性、非金屬性的變化規(guī)律
(1)Na、Mg、Al金屬性的比較
①事實1：Na、Mg、A1與水反應劇烈程度依次減弱。
事實2：最高價氧化物水化物堿性依次減弱。
②結論：Na、Mg、Al的金屬性逐漸減弱
。
Al(OH)3既能和酸反應生成鹽和水也能
和堿反應生成鹽和水，屬于兩性氫氧化
溫馨提示
物。
(2)Si、P、S、C1的非金屬性強弱
①事實：最高價氧化物水化物的酸性強弱HCIO
H2 SO>H:PO>H2 SiO
②結論：Si、P、S、C1的非金屬性逐漸增強
(3)第三周期元素的金屬性、非金屬性遞變規(guī)律：
Na
Mg
Al
Si
P
S
CI
同一周期從左往右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強
(2)元素周期律
①含義：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現(xiàn)周期
性的變化
②元素的性質包括原子半徑、主要化合價、金屬性和非
金屬性等。
③實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電
子排布周期性變化的必然結果。

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