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2025屆高考化學二輪復習題型歸納與解題技巧
題型四 物質結構與元素周期律
原子結構與元素周期表
(2)三素(元素、核素、同位素)概念及判斷。
(3)核外電子排布規律。
(4)原子結構示意圖識別及含義。
2.位、構、性關系
(1)族序數的奇偶性與原子序數奇偶性相同(Ⅷ族第二列除外)，另外元素化合價與主族奇偶性基本一致，奇數族通常顯奇數價，偶數族通常顯示偶數價，比如N是第ⅤA主族，其常見價態為-3、0、+1、+3、+5(但也有-2、+2、+4價態，規律不是非常準確)。
原子結構與元素周期表
(2)主族元素：
最高正價=主族序數=最外層電子數(O、F除外)；最低負價=主族序數-8=最外層電子數-8。
(3)電子層數=周期數。
(4)最外層電子數少于4容易失電子，表現正價，表現還原性；
最外層電子數多于4容易得電子，表現負價，表現氧化性。
3.微粒(原子或簡單離子)半徑大小比較
(1)電子層數相同：核電荷數越大，半徑越小。
(2)最外層電子數相同：電子層數越多，半徑越大。
(3)電子層數相同，核電荷數也相同：
最外層電子數越多，半徑越大，最外層電子數越少，半徑越小。
原子結構與元素周期表
4.10e-微粒、18e-微粒
(1)10e-微粒：
①原子：Ne；
②簡單離子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+；
③分子：CH4、NH3、H2O、HF；
④復雜離子：NH2-、OH-、NH4+、H3O+、BH4-。
(2)18e-微粒：
①原子：Ar；
②簡單離子：S2-、Cl-、K+，Ca2+；
③分子：SiH4、PH3、H2S、HCl；
④復雜離子：O22-、HS-、AlH4-；
⑤特殊分子：F2、H2O2、N2H4、CH3OH、CH3CH3、CH3F。
元素周期表與元素周期律
1.1～20號元素原子結構以及在周期表中的位置
元素周期表與元素周期律
2.周期表結構
(1)七個周期分為兩種：三短、四長。
(2)16個族分四種：七主(ⅠA～ⅦA)、七副(ⅠB～ⅦB)、一八(Ⅷ)、一零(0族)。
(3)金屬與非金屬交界的階梯線。
(4)過渡元素全部為金屬，位置在ⅡA與ⅢA族之間。
(5)元素種類最多的周期為第六、七周期，元素種類最多的族為第ⅢB族，了解周期表里的特殊元素，比如液態金屬(汞)、液態非金屬(溴單質)等。
(6)周期表一、二周期同主族相差2個電子，二、三周期同族相差8個電子，三、四周期相差8個電子(ⅠA、ⅡA族)，三、四周期相差18個電子(ⅢA至ⅦA族及0族)。
元素周期表與元素周期律
3.元素周期律
(1)原子半徑：同周期(左至右)大→小，同主族(上至下)小→大。
(2)元素非金屬性(或氧化性或得電子能力)：同周期(左至右)弱→強，同主族(上至下)強→弱。
(3)元素金屬性(或還原性或失電子能力)：同周期(左至右)強→弱，同主族(上至下)弱→強。
(4)金屬性實驗判據
①金屬單質跟水或酸反應置換出氫氣的難易程度：越容易則金屬性越強，反之，金屬性越弱；
②最高價氧化物對應水化物的堿性強弱：最高價氧化物對應的水化物(氫氧化物)的堿性越強，這種金屬元素金屬性越強，反之，金屬性越弱；
③金屬單質間的置換反應。
元素周期表與元素周期律
(5)非金屬性實驗判據
①非金屬元素單質與氫氣化合的難易程度及生成氫化物的穩定性強弱：
如果元素的單質跟氫氣化合生成氣態氫化物容易且穩定，則證明這種元素的非金屬性較強，反之，則非金屬性較弱；
②最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：
酸性越強則對應元素非金屬性越強；
③非金屬單質間的置換反應。
元素單質及化合物性質
1.物質熔點、沸點比較規律
(1)一般來講，熔點、沸點：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體熔點、沸點變化比較大，有些金屬非常高，比如鎢、鉑、鐵，有些很低，比如Na、Hg等。
(2)原子晶體之間熔點、沸點比較：
主要比較其共價鍵長度，一般的共價鍵越短，鍵能越大，熔點、沸點越高。
(3)離子晶體之間熔點、沸點比較：主要由離子半徑與離子所帶電荷數目決定，離子半徑越小，熔點、沸點越高，離子所帶電荷越多，熔點、沸點越高。
(4)分子晶體之間熔點、沸點比較：分子結構相似，則相對分子質量越大，熔點、沸點越高；含有氫鍵的分子晶體熔點、沸點反常的高；烴類有機物的同分異構體支鏈越多，熔點、沸點一般越低。
(5)金屬晶體之間熔點、沸點比較：金屬晶體熔點、沸點主要由金屬離子半徑以及金屬離子所帶電荷決定，半徑越小，熔點、沸點一般越高，電荷越多，熔點、沸點越高。
2.常見單質及無機物性質(物理、化學性質)及轉化。
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