資源簡介

(共18張PPT)
共價鍵
習
學
目
標
1.通過氯化鈉的形成過程，認識離子鍵的概念與形成。
2.了解離子化合物的概念，會判斷離子化合物。
3.會用電子式表示常見離子化合物的形成過程。
情 境 導 入
從元素周期表可以看出，到目前為止，已經發現的元素有一百多種。然而，由這一百多種元素的原子構成的物質已超過一億種。
那么，元素的原子之間通過什么作用形成如此豐富多彩的物質呢？
Na
+11
8
1
2
Cl
+17
8
7
2
Na+
Cl-
+11
8
2
+17
8
8
2
Na+
Cl-
⑴鈉在氯氣中燃燒的化學方程式為______________________。
(2)從原子結構知識解釋：
1、NaCl的形成過程
2、定義：
陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵。
3、成鍵要素：
成鍵微粒：
成鍵本質：
成鍵元素：
活潑金屬
+
活潑非金屬
IA族、IIA族
VIA族、VIIA族
（或NH4+）
（或原子團）
練一練
1.下列關于離子鍵的說法錯誤的是(　　)
A．離子鍵是陰、陽離子之間的靜電作用力
B．離子鍵是陰、陽離子這樣的正、負電荷之間的相互吸引力
C．H－與Ca2＋兩種微粒之間可以形成離子鍵
D．F－與K＋兩種微粒之間可以形成離子鍵
B
① 強堿，如：NaOH、Mg(OH)2等
② 活潑金屬氧化物和金屬氫化物，如：Na2O、MgO、NaH等
③ 絕大多數鹽，如：NaCl、MgCl2、MgSO4 、NH4Cl、NH4NO3等
① 熔、沸點較高，硬度較大；
② 通常呈固態，固態不導電，熔融態或溶于水后能導電。
1. 概念：
由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。
2. 常見類型：
3. 性質 ：
微點撥
(1)三個“一定”
①離子化合物中一定含有 離子鍵
②含有離子鍵的物質一定是離子化合物
③離子化合物中一定含有陰離子和陽離子。
(2)兩個“不一定”
①離子化合物中不一定含有金屬元素，如NH4Cl、NH4NO3等；
②含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3。
練一練
2.下列關于離子化合物的敘述正確的是(　　)
A．離子化合物中不一定存在離子鍵
B．離子化合物中陽離子不一定是金屬離子
C．離子化合物的水溶液一定能導電
D．離子化合物中陰離子和陽離子所帶的電荷數一定相等
B
在元素符號周圍用小黑點·（或×）來表示原子的最外層電子(價電子) 的式子。
1、定義：
2、書寫
Na ·
· Mg ·
·N·
··
·
Cl ·
··
··
··
·C·
·
·
·O·
··
··
寫出鈉、鎂、碳、氮、氧、氯原子的電子式
如鈉、鎂離子
如氮、氧、氯離子
寫出OH-、O22-、NH4+的電子式
原子：
離子：
簡單陽離子：
簡單陰離子：
多核離子：
思考：什么時候需要寫中括號？
直接用離子符號
Na+
Mg2+
一般用 表示
【思考】離子化合物的電子式如何表示？
3、離子化合物的電子式：
（1）AB型
eg：NaCl、MgO
Na+
-
Cl
2-
O
Mg2+
（2）A2B型
eg：Na2O
2-
O
Na+
Na+
（3）AB2型
eg：MgCl2
Mg2+
-
Cl
-
Cl
(1)一個“·”或“×”代表一個電子，原子的電子式中“·”(或“×”)的個數即原子的最外層電子數。
(2)同一原子的電子式不能既用“×”又用“·”表示。
(3)“[　]”在所有的陰離子、復雜的陽離子中出現。
(4)在化合物中，如果有多個陰、陽離子，陰、陽離子必須是間隔的，即不能將兩個陰離子或兩個陽離子寫在一起，如CaF2要寫成
，不能寫成 ，也不能寫成 。
(5)用電子式表示化合物形成過程時，由于不是化學方程式，不能出現“===”。“―→”前是原子的電子式，“―→”后是化合物的電子式。
歸納總結
書寫電子式的注意事項
練一練
3.寫出下列離子化合物的電子式
（2）Na2O2
（3）Ba(OH)2
（1）NH4Cl
Na+
Na+
2-
O
O
-
O
H
Ba2+
-
O
H
+
N
H
H
H
H
-
Cl
練一練
4.用電子式表示下列離子化合物的形成過程：
BaCl2_______________________________；
NaF ；
MgS ；
K2O ；
1.判斷正誤（正確的打“√”，錯誤的打“×”）。
（1） 熔融狀態下能導電的物質一定是離子化合物。( )
×
（2） 由金屬元素和非金屬元素形成的化合物一定是離子化合物。 ( )
×
（3） 陰、陽離子間通過離子鍵一定能形成離子化合物。( )
√
×
（4） 最外層只有一個電子的元素原子跟鹵素原子結合時，所形成的化學鍵一定是離子鍵。( )
2.MgF2在燈光下能發出熒光，不溶于水和乙醇，可用于生產印刷紙幣的光變色防偽油墨。下列有關MgF2的說法正確的是(　　)
A．F－和Mg2＋的電子層結構不同
B．電子式為
C．只含有離子鍵的離子化合物
D．水溶液具有強導電性
　C
3.下列關于離子鍵和離子化合物的說法正確的是(　　)
A．陰、陽離子通過靜電引力形成離子鍵
B．離子化合物都易溶于水
C．離子化合物不一定能導電
D．只有在活潑金屬元素和活潑非金屬元素化合時，才能 形成離子鍵
　C
4.M元素的1個原子失去2個電子轉移到Y元素的2個原子中去，形成離子化合物Z。下列說法中正確的是(　　)
A．Z可表示為MY2
B．Z可表示為M2Y
C．Z的電子式可表示為
D．M形成＋1價陽離子
　A(共19張PPT)
原子結構
習
學
目
標
了解原子的表示方法，掌握有關質量數、質子數、中子數、電子數的相關計算 。
能從微觀角度認識原子的構成，掌握原子核外電子排布規律，能畫出1～20號元素的原子結構示意圖。
能根據原子的結構特征確定元素。
情 境 導 入
電子云模型
電子云模型
現代物質結構學說
閱讀教材《科學史話》，了解原子結構模型的演變；
知識點一 原子結構
【思考】如何根據所含微粒（質子、中子或電子）確定一種元素或一種原子？
原子核
核外電子
（n-）
質子
中子
（不帶電）
（每個電子帶一個單位負電荷,共帶n- ）
（每個質子帶一個單位正電荷,共帶n+）
①核電荷數＝質子數＝核外電子數
（n+）
因此，原子呈電中性。
(Z)
(N)
＝原子序數
一、原子結構
知識點一 原子結構
原子的質量主要集中在原子核上，質子和中子的相對質量都近似為1，如果忽略電子的質量，將核內所有質子和中子的相對質量取近似值加起來，所得的數值叫做質量數。
A = Z + N
質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）
知識點一 原子結構
X
A
Z
—— 元素符號
質量數——
核電荷數（核內質子數）——
原子 質子數(Z) 中子數(N) 表示方法
F 9 10
Na 11 12
Al 13 14
F
19
9
Na
23
11
Al
27
13
如果是離子，各微粒數如何變化？
粒子符號 質子數 (Z) 質量數(A) 中子數(N) 電荷數 核外電子數
10
11
23
12
17
37
20
1
1
18
陽離子：核外電子數=質子數－電荷數
陰離子：核外電子數=質子數＋電荷數
23
11
Na
Cl
37
17
＋
－
知識點一 原子結構
A
練一練
知識點二 原子核外電子排布
【資料卡片】根據數據分析電子運動的特征：
①速度：炮彈 2 km/s，人造衛星 7.8 km/s，宇宙飛船 11 km/s，氫核外電子2.2×108 m/s；
②乒乓球半徑：4×10-2 m；原子半徑：約10-10 m。
【信息解讀】根據“資料卡片”，解讀電子在核外運動特點是什么？
繞核高速運動
知識點二 原子核外電子排布
(2) ①多電子原子中，電子的能量不同。②在離核近區域運動的電子能量較低，在離核遠區域運動的電子能量較高。
(1) 概念：在多電子原子里，把電子運動的能量不同的區域簡化為不連續的殼層，稱作電子層。
M
L
K
原子核
電子層(n) 1 2 3 4 5 6 7
字母表示
能量
離核遠近
K
L
M
N
O
P
Q
低
高
N
二、原子核外電子排布
近
遠
知識點二 原子核外電子排布
思考與討論
元素 各電子層的電子數
K L M N O P
2He（氦） 2
10Ne（氖） 2 8
18Ar（氬） 2 8 8
36Kr（氪） 2 8 18 8
54Xe（氙） 2 8 18 18 8
86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8
（1）當K層為最外層時，最多能容納的電子數是多少？除了K層，其他各層為最外層時，最多能容納的電子數是多少？
當K層為最外層時，最多能容納的電子數是2個
除了K層，其他各層為最外層時， 最多能容納的電子數是8個
知識點二 原子核外電子排布
元素 各電子層的電子數
K L M N O P
2He（氦） 2
10Ne（氖） 2 8
18Ar（氬） 2 8 8
36Kr（氪） 2 8 18 8
54Xe（氙） 2 8 18 18 8
86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8
（2）次外層最多能容納的電子數是多少？
次外層電子數不超過18個
（3）你能歸納出第n層最多能容納的電子數嗎？
2×12
2×22
2×32
2×42
各層電子數不超過2n2個（n為電子層數）
思考與討論
知識點二 原子核外電子排布
能量最低
由內向外
能量較高
2n2
8
2
18
32
即按K→L→M→N……順序排列。
知識點二 原子核外電子排布
原子(或離子)結構示意圖
粒子符號
原子核
質子數(或核電荷數)
電子層
該電子層上的電子數
+11
2 8 1
Na
畫出下列原子或離子的結構示意圖
①S： ，S2－： ； ②Ca： ，Ca2＋： 。
知識點二 原子核外電子排布
(1)當M層上有電子時,L層上的電子是否已排滿
由于L電子層能量比M層低，故電子先排滿L層后再排M層；因此，當M層上有電子時，L層上一定排布8個電子。
(2) M電子層上最多可容納18個電子，為什么鉀原子的核外電子排布不是
而是 ？
最外層不超過8個
(3)生物體在生命存續期間保留的一種碳原子——碳-14( )會在其死亡后衰變,測量考古遺址中發現的遺物里碳-14的數量,可以推斷出它的存在年代。你知道碳-14的“14”是什么含義嗎 這種碳原子的質子數、中子數、核外電子數分別是多少
碳-14的“14”是指這種碳原子的質量數為14,此碳原子的質子數為6、中子數為8、核外電子數為6。
思考與討論
② 最外層電子數是次外層電子數的2倍的元素：___ __
是次外層3倍的是：____________
③ 電子層數與最外層電子數相等的元素：__________
① 最外層電子數等于次外層電子數的一半的元素： 。
④ M層電子數是L層電子數的一半的元素：__________
⑤ 核電荷數是電子層數的5倍的元素：__________
C
O
H、Be、Al
Si
P
Li、Si
2.根據電子排布情況，推斷前20號元素中，符合要求的所有元素
練一練
【課 堂 小 結】
原子
結構
原子核外
電子排布
構成原子的微粒及性質—質子、中子、電子
構成原子的微粒之間的關系—A=Z+N
原子的表示方法—
核外電子排布的表示方法—原子結構示意圖
X
A
Z
原子的構成
核外電子運動規律—高速無規則運動
電子層的表示方法及能量—由里到外升高
隨 堂 訓 練
1、已知A、B、C三種元素的原子中，質子數為A(1)三種元素的元素符號：
A________；B________；C________。
(2)畫出三種元素的原子結構示意圖：
A________；B________；C_________。
C
Si
Cl
隨 堂 訓 練
2、下面關于多電子原子的核外電子的運動規律的敘述正確的是( )
① 核外電子是分層運動的　
② 所有電子在同一區域里運動　
③ 能量高的電子在離核近的區域內運動　
④ 能量低的電子在離核近的區域內運動
A. ①④ B. ②③ C. ①③ D. ②④
A
隨 堂 訓 練
3、下列各組粒子中，具有相同的質子數和電子數的是（ ）
A. OH-、F-、O2-、Ne
B．CH4、NH3、H2O、HF
C. NH4+、Na+、H3O+、PH4+
D. F-、O2-、Mg2+、A13+
B(共36張PPT)
共價鍵
習
學
目
標
1.理解共價鍵的含義及分類。
2.能用電子式表示共價化合物的形成過程。
3.了解化學鍵的含義,并從化學鍵角度理解化學反應的實質。
4.了解分子間作用力和氫鍵的形成原因及對物質熔、沸點 的影響。
情 境 導 入
金屬元素與非金屬元素一般以離子鍵形成化合物，那么非金屬與非金屬元素如何結合在一起形成物質呢？
我只有一個電子，太少了
我也少一個電子
e
H原子
Cl原子
e
e
e
e
e
e
e
知識點一 共價鍵和共價化合物
+1
+17
共用電子對
偏向
偏離
H
·
··
Cl
··
··
·
1、共價鍵
知識點一 共價鍵和共價化合物
原子之間通過共用電子對所形成的強烈相互作用
原子
共用電子對
（1）概念
（2）成鍵粒子
（3）成鍵本質
（4）成鍵元素
由非金屬與非金屬元素形成
1、共價鍵
知識點一 共價鍵和共價化合物
共用電子對不偏移
共用電子對偏移
由不同非金屬元素形成
由同種非金屬元素形成
非極性鍵
極性鍵
共價鍵
Cl







Cl







H

Cl







(不顯電性)
(吸電子能力強的顯負電性，
吸電子能力弱的顯正電性)
（5）分類：
0
0
+1
-1
知識點一 共價鍵和共價化合物
以共用電子對形成分子的化合物
（1）定義：
（2）常見類型：
①非金屬氫化物，如：NH3、H2S、H2O、HCl、CH4 等
②非金屬氧化物，如：CO、CO2、SO2、H2O等
③酸，如：H2SO4、HNO3、HClO等
④大多數有機化合物，如：CH4、CH3CH2OH等
⑤其他化合物，如：AlCl3、NH3· H2O
2.共價化合物
知識點一 共價鍵和共價化合物
【易錯提醒】
①含有共價鍵的分子不一定是共價化合物，也可能是單質。如：H2、O2等單質
②含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如：NaOH、Na2O2
③離子化合物中可能含有共價鍵，共價化合物中一定不含離子鍵，只有共價鍵
④均由非金屬元素組成的化合物不一定是共價化合物(NH4CI、CI2)。
⑤判斷共價化合物的經驗之談
化學式中不含金屬元素的化合物。(銨鹽除外，是離子化合物)，特殊的比如AlCl3、PbCl2、Pb(AC)2、Hg2Cl2等是共價化合物。
⑥離子化合物和共價化合物的本質區別(熔融狀態是否導電)：
離子化合物在熔融時能導電，共價化合物在熔融時不能導電
知識點一 共價鍵和共價化合物
練一練
1.下列說法錯誤的是（ ）
A.含有共價鍵的化合物一定是共價化合物
B.在共價化合物中一定含有共價鍵
C.構成單質分子的微粒不一定含有共價鍵
D.雙原子單質分子中的共價鍵一定是非極性鍵
A
知識點二 共價分子結構的表示方法
共價分子是由原子通過共用電子對結合而形成的，書寫電子式時，應把共用電子對寫在兩成鍵原子之間，然后不要忘記寫上未成鍵電子(孤電子對)
(1)共價型分子
H Cl







X
【注意】沒有形成陰陽離子，不需標離子電荷和[ ]
1、共價分子的電子式
知識點二 共價分子結構的表示方法
(2)共價型離子(離子團)
先寫出電子分布情況，原子團整體用[ ]擴起來，還需要標電荷
[ ]
－
·
H
·
﹕
﹕
·
·
O
OH－
NH4+
O
·
·
：
：
[ ]
O
·
·
：
：
·
·
2-
O2 2-
[
]
C2 2-
過碳根離子
知識點二 共價分子結構的表示方法
2.共價分子的結構式
用一根短線表示一對共用電子的式子(未成鍵的電子不用標明)
H Cl







X
（單鍵）
（叁鍵）
（雙鍵）
氫氰酸
【注意】分別用“—、═、≡”表示一對、二對和三對共用電子對
知識點二 共價分子結構的表示方法
過氧化氫
甲烷
﹕
H C H
﹕
﹕
﹕
H
H
﹕
H O O H
﹕
﹕
﹕
·
·
·
·
·
·
H－C －H
H
H
－
－
H－O－O－H
分子具有一定的空間結構。
如：CO2是直線形， H2O呈V形，CH4呈正四面體形等。
通過現代實驗手段（如X射線衍射法等）可以測定某些分子的結構。
知識點二 共價分子結構的表示方法
分子 電子式 結構式 分子結構模型
N2
CO2
H2O
CH4
NH3
N N
O C O
O
H
H
H C H
H
H
N
H
H
H
V形
正四面體
三角錐形
直線型
幾種常見的以共價鍵形成的分子及其結構
知識點二 共價分子結構的表示方法
共價鍵的形成用電子式表示時，同樣是前面寫出成鍵原子的電子式，后面寫出共價分子的電子式，中間用一箭頭“→”連起來即可，如：
3、共價鍵的形成 (共價分子的形成過程)
原子電子式 + 原子的電子式 → 共價分子的電子式
H + O + H → H O H
×
×
×
×
HCl
H2O
F2
×
H
Cl
+
→
×
H Cl
F
+
→
F
F
F
知識點二 共價分子結構的表示方法
二氧化碳
氨氣
硫化氫
2 H ·
＋
→
﹕
H S H
﹕
﹕
﹕
··
· S ·
··
3 H ·
＋
→
· N
··
·
·
﹕
H N
﹕
﹕
﹕
H
H
知識點二 共價分子結構的表示方法
判斷電子式是否正確應注意以下幾點：
①每個原子周圍是否滿足了8電子穩定結構（H為2電子穩定結構）
共價化合物中8電子穩定結構的判斷規律
ⅰ．對原子序數不大于5的元素，形成化合物時，一般不可能為8電子穩定結構。如HCl中的H，BeCl2中的Be，BF3中的B等。
ⅱ．對原子序數大于5的元素，形成化合物時，若|元素化合價|＋原子最外層電子數＝8，則該化合物中該元素滿足8電子穩定結構；否則不滿足。
如CO2中的C：|＋4|＋4＝8，滿足，O：|－2|＋6＝8，也滿足；PCl5中的P：|＋5|＋5＝10≠8，不滿足，Cl：|－1|＋7＝8，滿足。
ⅲ。對于共價單質，方法與上面類似，只是將“|元素的化合價|”換成共用電子對數即可。
②所標的電子總數是否等于所有原子的最外層電子數之和。
【易錯提醒】
知識點二 共價分子結構的表示方法
練一練
2.根據已知結構寫出下列物質的電子式
(1)H—O—Cl： ；(2)H2O2： 。
3.用電子式表示下列共價分子的形成過程
(1)H2：________________；
(2)NH3： ；
(3)CO2： 。
H·＋·H―→H∶H
知識點三 化學鍵及分子間作用力
1、化學鍵
（1）概念
相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用叫化學鍵(使離子相結合或使原子相結合的作用力)
【注意】
①相鄰是指原子之間幾乎緊緊靠近
②化學鍵是相鄰的原子之間的強烈的相互作用，它不存在于分子之間
③強烈的相互作用(引力和斥力)，指一般消耗120kJ/mol～800kJ/mol能量才能破壞這種作用(能量大)
知識點三 化學鍵及分子間作用力
（2）分類
①離子鍵：存在于離子化合物中
②共價鍵：除稀有氣體外的非金屬單質、部分離子化合物、共價化合物中
③金屬鍵：金屬單質中
（3）化學反應的實質
一個化學反應的過程，是原子重新組合的過程；而原子的重新組合，就要克服原來的相互作用，即斷裂原來的化學鍵，在重新組合時又要形成新的化學鍵，才能構成新的物質。因此，化學反應的本質是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程
稀有氣體沒有化學鍵
知識點三 化學鍵及分子間作用力
反應物分子被破壞
生成物分子生成
新化學鍵的生成
吸收能量
放出能量
舊化學鍵被破壞
知識點三 化學鍵及分子間作用力
思考
有化學鍵斷裂的過程一定是化學反應嗎？
有化學鍵形成的過程一定有新物質生成嗎？
不一定。
如NaCl受熱熔化斷裂離子鍵，HCl溶于水斷裂共價鍵，但都不是化學變化，NaCl溶液蒸發結晶，有離子鍵形成，但過程為物理變化，沒有新物質生成。
知識點三 化學鍵及分子間作用力
2.分子間作用力(范德華力)
(1)定義
把分子聚集在一起的作用力，叫做分子間作用力，又稱范德華力
(2)證明分子間作用力的存在
降低氣體的溫度時，氣體分子的平均動能逐漸減小。隨著溫度降低，分子間的距離逐漸減小，最后凝聚在一起，形成液態或固體。在這個過程中，分子由不規則運動的混亂狀態轉變為有規則排列，這個事實證明分子間存在著相互作用
知識點三 化學鍵及分子間作用力
(3)主要特征
①廣泛存在于分子之間
②只有分子間充分接近時才有分子間的相互作用力，如固體和液體物質中，氣體沒有
③分子間作用力(不是化學鍵)的能量遠遠小于化學鍵
④由分子構成的物質，其熔點、沸點、溶解度等物理性質主要由分子間作用力的大小決定
(4)范德華力對物質性質的影響
范德華力影響物質的物理性質，主要包括熔點、沸點。一般來說，對于組成和結構相似的物質，相對分子量越大，范德華力越大，克服范德華力所需消耗的能量越大，物質的熔、沸點就越高
知識點三 化學鍵及分子間作用力
3、氫鍵
(1)氫鍵的形成
當氫原子與非金屬性很大的F、O、N原子形成H—F、H—O、H—N共價鍵時，由于F、O、N的非金屬性比氫大得多，致使這些共價鍵的電子對會強烈的偏向F、O、N原子的一邊，會使F、O、N原子帶有“少量的負電荷”，而氫原子帶有“少量的正電荷”
(2)氫鍵的定義
由已經與非金屬性很強的原子(N、O、F)形成共價鍵的氫原子(如：水分子中的氫)與另一個分子中非金屬性很強的原子(N、O、F)(如：水中的氧)之間的作用力。氫鍵是比分子間作用力強的分子間作用，但它不是化學鍵，仍屬于分子間作用力的范疇
知識點三 化學鍵及分子間作用力
氫鍵是怎樣形成的？
Ｆ
Ｈ
O
Ｈ
O
Ｈ
O
Ｈ
共價鍵
氫鍵
d-
d+
d-
d+
d-
d+
d-
d+
(靜電吸引作用)
Ｈ
Ｈ
d+
d+
形成氫鍵的分子：HF、H2O、NH3
氫鍵通常可用X-H Y來表示(X,Y=N,O,F)
…
知識點三 化學鍵及分子間作用力
(3)氫鍵表示方法
X—H…Y（X、Y可相同或不同，一般為F、O、N）“—”表示共價鍵，“…”表示氫鍵
如：HF 分子間的氫鍵可表示為：F—H…F—H
(4)氫鍵對物質性質的影響
①分子間有氫鍵的物質熔化或汽化時，除了要克服純粹的分子間作用力外，還必須提高溫度、額外地提供一份能量來破壞分子間的氫鍵，所以這些物質的熔、沸點比同系列氫化物的熔、沸點高。如：HF、H2O、NH3沸點反常
②溶解性：若溶質分子和溶劑H2O分子之間可以形成氫鍵，則物質的溶解度增大
如：NH3極易溶于水就是因為NH3分子與H2O分子之間形成氫鍵，還有水以乙醇可以任意比例互溶
知識點三 化學鍵及分子間作用力
知識點三 化學鍵及分子間作用力
4、化學鍵、分子間作用力和氫鍵的比較
相互作用 化學鍵 分子間作用力 氫鍵
存在范圍 相鄰原子(離子)之間 分子之間 某些含強極性鍵氫化物分子之間(如HF、H2O、NH3等)
作用力比較 強 很弱 比化學鍵弱，比分子間作用力強
影響范圍 物質的物理性質及化學性質 物質的物理性質 物質的物理性質
知識點三 化學鍵及分子間作用力
(1)單質分子中一定含有共價鍵(　　)
(2)CO2的電子式為 (　　)
(3)NaOH中含有離子鍵和極性鍵(　　)
(4)化學鍵既可存在于分子內的原子間，又可存在于分子之間(　　)
(5)氫鍵是化學鍵的一種(　　)
(6)稀有氣體不存在化學鍵(　　)
(7)水分子穩定，是因為水分子間存在氫鍵(　　)
×
√
×
×
4.判斷正誤
×
√
×
練一練
知識點三 化學鍵及分子間作用力
練一練
5.下面是中學化學實驗中經常進行的操作，請將對應序號填在橫線上。
①碘的升華　②加熱熔化氫氧化鈉　③食鹽溶解于水　④氯化氫溶解于水　⑤氧氣溶解于水　⑥過氧化鈉溶解于水
其中沒有發生化學鍵斷裂的是_______；只發生離子鍵斷裂的是________；只發生共價鍵斷裂的是______；既發生離子鍵斷裂，又發生共價鍵斷裂的是______。
①⑤
②③
④
⑥
【課 堂 小 結】
隨 堂 訓 練
1.下列敘述正確的是（ ）
A.O2分子間存在著非極性共價鍵
B.SO2和H2O反應的產物是離子化合物
C.CO2分子內存在著極性共價鍵
D.鹽酸中含有H＋和Cl－，故HCl是離子化合物
C
隨 堂 訓 練
2.下列分子的電子式書寫正確的是（ ）
A.氨　 B.四氯化碳　
C.氮氣　 D.二氧化碳
C
隨 堂 訓 練
3.下列用電子式表示物質的形成過程，正確的是（ ）
A.
B.
C.
D.
D
隨 堂 訓 練
4．關于氫鍵及范德華力，下列說法正確的是（ ）
A．氫鍵比范德華力強，所以它屬于化學鍵
B．分子間形成的氫鍵使物質的熔點和沸點升高
C．沸點HI＞HBr＞HCl＞HF
D．H2O是一種穩定的化合物，這是由于H2O之間形成氫鍵所致
B(共20張PPT)
元素性質的周期性變化
習
學
目
標
結合有關數據和實驗事實，認識原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價等隨元素原子序數變化
以第三周期元素為例，認識同周期元素的金屬性、非金屬性隨元素原子序數的變化。
根據第三周期元素金屬性、非金屬性周期性變化的規律，構建元素周期律。
體會元素周期律在學習元素化合物知識與科學研究中的重要作用。
情 境 導 入
非金屬性（鹵素）
鹵素
原子
半徑
原子得電
子能力
單質的
氧化性
結合氫
的能力
最高價氧化物對
應水化物的酸性
F
Cl
Br
I
離子的
還原性
HX
酸性
金屬性（堿金屬）
Li
Na
K
Rb
Cs
堿金屬
原子
半徑
原子失電
子能力
單質的
還原性
置換氫
的能力
氫氧化物
的堿性
離子的
氧化性
逐漸增大
逐漸增強
逐漸增強
逐漸增強
逐漸增強
逐漸減弱
逐漸增大
逐漸減弱
逐漸減弱
逐漸減弱
逐漸減弱
逐漸增強
逐漸增強
同一周期元素的性質又有什么變化規律？
金屬性增強
非金屬性減弱
知識回顧
根據課本表4-5中信息，以原子序數為橫坐標，原子最外層電子數為縱坐標，繪作成折線圖。
17
9
原子序數
1
2
3
4
5
6
7
8
10
11
12
13
14
15
16
18
7
8
6
4
5
3
1
2
0
最外層電子數
隨著原子序數的遞增，原子的最外層電子數重復出現從1到8周期性變化(H、He除外)。
1.最外層電子數
7
14
根據課本表4-5中信息，以原子序數為橫坐標，元素主要化合價為縱坐標，繪作成折線圖。
7
8
6
4
5
3
1
2
0
＋6
＋7
＋5
＋3
＋4
＋2
0
＋1
1
3
2
最外層電子數
原子序數
1
2
3
4
5
6
10
11
12
13
15
16
17
18
化合價
4
9
8
非金屬元素：最高正價＋|最低負價|＝8
主族元素：最高正價＝主族序數＝最外層電子數（O、F除外）
隨著原子序數的遞增，元素的最高正價呈現由+1到+7、最低負價呈現由－4到－1的周期性變化
2.化合價
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
0.18
0.20
0.16
0.12
0.14
0.10
0.06
0.08
0.04
原子半徑
nm
0.02
0
原子序數
電子層數相同，核電荷數越大，原子核對核外電子吸引能力越強，原子半徑越小。
隨著元素核電荷數的遞增，原子半徑周期性變化
3.原子半徑
根據課本表4-5中信息，以原子序數為橫坐標，原子半徑為縱坐標，繪作成折線圖。
（1）電子層數相同時，質子數（核電荷數）越多，吸引力越大， 原子半徑越小。　　　　
Na ＞Mg＞Al＞Si
（2）最外層電子數相同的原子（或離子），電子層越多，原子半徑（離子半徑）越大。
（3）核外電子排布相同的單核微粒，核電荷數越多，半徑越小。
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋　
（4）核電荷數相同的單核微粒，價態越高半徑越小。
Cl－＞Cl
比較 Na 、Mg、Al、Si的原子半徑大小？
比較Cs、Rb、K、Na、Li、H原子半徑？
比較O2－、F－、Na＋、Mg2＋原子半徑？
比較Cl－、Cl 原子半徑？
Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 　
1.下列各組微粒半徑大小比較中，不正確的是（ ）
r(K)>r(Na)>r(Li)
r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)
r( Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
r(Cl-)>r(F-)>r(F)
B
練一練
隨著原子序數的遞增
核外電子排布呈周期性變化
原子結構呈周期性變化
最外層電子數 1→8
（K層電子數 1→2）
原子半徑 大→小
（稀有氣體元素突然增大）
化合價：+1→+7 ，－4→－1
（稀有氣體元素為零）
元素的金屬性和非金屬性是否也隨原子序數的變化呈現周期性變化呢？
電子層數相同，核電荷數增大，
失電子能力（ ），得電子能力（ ）　
原子半徑逐漸減小
原子核對最外層電子的引力逐漸增強
結構
性質
決定
性質預測
減弱
增強
金屬性逐漸（ ），非金屬性逐漸（ ）　
減弱
增強
如何用事實證明？以第三周期為例，
證明金屬性Na>Mg>Al，非金屬性Si依據金屬性強弱比較方法： 方案
（1）單質與水反應的難易程度
（2）單質與酸反應的劇烈程度
（3）最高價氧化物對應水化物的堿性強弱
（4）金屬間的置換反應
1、設計方案：如何證明金屬性Na>Mg>Al？盡可能提出多種方案。理論依據是什么？
2、設計反思：
評價上述方案,哪些方案可行性高？
本實驗重在不同金屬的金屬性，為了使實驗更嚴謹，要注意控制哪些實驗條件？
酚酞變紅、氣泡等
控制變量法：固體表面積、c鹽酸、溫度等
條件、操作簡單，現象明顯
【實驗探究1-金屬性探究】
AlCl3溶液
氨水
HCl溶液
NaOH溶液
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+3H+ =Al3++3H2O
Al(OH)3+OH－=[Al(OH)4]－
白色絮狀沉淀
兩性氫氧化物
比較鈉、鎂單質與水反應的難易程度
比較鎂、鋁單質與鹽酸反應置換出氫氣的難易程度
實驗驗證
金屬性：Na>Mg>Al
金屬性：Na>Mg
金屬性：Mg>Al
鋁鹽與堿的反應
Na Mg Al
與水反應 劇烈反應
反應緩慢
——
與鹽酸的反應 ——
劇烈反應 反應較快
最高價氧化物
對應水化物堿性 NaOH
_______ Mg(OH)2
_________ Al(OH)3
______________
結論
與冷水劇烈反應
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
與冷水反應慢，熱水較快
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
在常溫或加熱時，與水很難反應
遇鹽酸劇烈反應
（先酸后水）
與鹽酸反應較劇烈
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
與鹽酸較快
2Al+6H+=2Al3++3H2↑
①隨核電荷數的增大，與水（或酸）反應越來越 ，生成的氫氧化物堿性越來越 。
②元素金屬性：Na Mg Al
原子序數 14 15 16 17
元素符號 Si P S Cl
與H2化合難易
氣態氫化物的
穩定性
最高價氧化物對應水化物的酸性
結論 非金屬性：Si P S Cl
H4SiO4極弱酸
H3PO4中強酸
H2SO4強酸
HClO4最強酸
高溫
光照或點燃爆炸化合
磷蒸氣
加熱
很不穩定
SiH4
PH3不穩定
H2S較穩定
HCl穩定
元素非金屬性增強
＜
＜
＜
經驗事實
元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的變化
化合價
原子半徑
金屬性、非金屬性
元素周期律
元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果
2、氫氧化鋁凝膠液和干燥凝膠在醫藥上用作治酸藥，有中和胃酸和保護潰瘍面的作用，主要用于醫治胃和十二指腸潰瘍病和胃酸過多癥等。
(1)實驗室制Al(OH)3時一般選用氨水不選用NaOH溶液的原因是什么？
(2)用什么試劑可以鑒別MgCl2與AlCl3溶液？
Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。
過量的NaOH溶液。
練一練
原子半徑依次減小
原子半徑依次減小
原子半徑依次增大
原子半徑依次增大
失電子能力依次增大
非金屬性依次增強
失電子能力依次增大
得電子能力依次增大
得電子能力依次增大
非金屬性依次增強
金屬性依次增強
金屬性依次增強
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
非金屬最強的在右上角
金屬最強的在左下角
1、下列各組粒子按半徑由大到小的順序排列正確的是(　　 )。 A．Mg、Ca、K、Na
B．S2－、Cl－、K＋、Na＋
C．Br－、Br、Cl、S
D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－
B
2、不能說明鈉的金屬性比鎂強的事實是（ ）
A．鈉的最高化合價為+1，鎂的最高化合價為+2
B．NaOH的堿性比Mg(OH)2強
C．鈉與冷水反應劇烈，鎂與冷水不易反應
D．在熔化狀態下，鈉可以從MgCl2中置換出鎂
A
3、下列不能說明氯的非金屬性比硫強的事實是（ ）
① HCl比H2S穩定
② HCl和H2S的水溶液前者的酸性強
③ HClO4酸性比H2SO4強
④ Cl2能與H2S反應生成S
⑤ 氯原子能得1個電子變成穩定離子，而硫原子能得兩個電子
⑥ Cl2與Fe反應生成FeCl3，S與Fe反應生成FeS
A.①②④　 B.①③⑥ C.②⑤ D.③⑤
C(共16張PPT)
元素金屬性和非金屬性強弱的比較
習
學
目
標
掌握判斷元素金屬性、非金屬性強弱的常用方法。
建立比較元素金屬性、非金屬性的思維模型。
情 境 導 入
元素金屬性
金屬原子失電子的能力，與失電子多少無關
元素非金屬性
非金屬原子得電子的能力，與失電子多少無關
元素的金屬性和非金屬性強弱如何判斷？
知識點一 金屬性強弱的判斷
一、金屬性強弱的判斷
(1)根據元素周期表判斷
①同一主族，從上到下：元素的金屬性逐漸增強。
②同一周期，從左到右：元素的金屬性逐漸減弱。
(2)根據金屬活動性順序判斷
K　Ca　Na　Mg　Al　Zn　Fe　Sn　Pb　(H)
金屬單質的活動性減弱，元素的金屬性也減弱。
知識點一 金屬性強弱的判斷
(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最高價氧化物對應水化物的堿性越強，元素的金屬性越強。
(4)金屬單質間的置換反應
較活潑的金屬將較不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來，
如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，則金屬性：Zn＞Cu。
(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：Cu2＋＞Fe2＋，則金屬性：Cu＜Fe。
知識點一 金屬性強弱的判斷
　有a、b、c、d四種金屬，最高價氧化物對應的水化物的堿性：a >b。將a、d分別投入等濃度的鹽酸中，d比a反應劇烈。將Cu浸入b的鹽溶液里，無明顯變化。如果把Cu浸入c的鹽溶液里，有c的單質析出。據此判斷它們的金屬活動性由強到弱的順序是(　　)
A．d、c、a、b　　　　 B．d、a、b、c
C．d、b、a、c D．b、a、d、c
例1
知識點一 金屬性強弱的判斷
[解析]　最高價氧化物對應的水化物的堿性：a >b，說明a的金屬性比b強；將a、d分別投入等濃度的鹽酸中，d比a反應劇烈，說明d的金屬性比a強；將Cu浸入b的鹽溶液里，無明顯變化，說明b的金屬性比銅強；如果把Cu浸入c的鹽溶液里，有c的單質析出，說明Cu的金屬性比c強；因此金屬活動性由強到弱的順序是d、a、b、c，故B正確。
[答案]B
知識點一 金屬性強弱的判斷
1．下列事實不能用于判斷元素金屬性強弱的是(　　)
A．金屬單質間發生的置換反應
B．1 mol金 屬單質在反應中失去電子的多少
C．金屬元素的最高價氧化物對應水化物的堿性強弱
D．金屬元素的單質與水或酸反應置換出氫氣的難易程
練一練
B
知識點二 非金屬性強弱的判斷
(1)根據元素周期表判斷
①同一主族，從上到下：元素的非金屬性逐漸減弱。
②同一周期，從左到右：元素的非金屬性逐漸增強。
(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(或氫化物越穩定)，元素的非金屬性越強。
②最高價氧化物對應水化物的酸性越強，元素的非金屬性越強。
一、非金屬性強弱的判斷
知識點二 非金屬性強弱的判斷
(3)非金屬單質間的置換反應
活潑的非金屬將較不活潑的非金屬從其鹽溶液中置換出來，
如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，則非金屬性：Cl＞Br。
(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：Cl－＜I－，非金屬性：Cl＞I。
知識點二 非金屬性強弱的判斷
下列有關敘述能說明非金屬元素M比N的非金屬性強的是(　　)
①M單質能從N的化合物中置換出N單質
②M原子比N原子容易得到電子
③M單質跟H2反應比N單質跟H2反應容易得多
④氣態氫化物的酸性：HmM>HnN
⑤氧化物對應水化物的酸性：HmMOx>HnNOy
⑥M單質的熔點高于N單質
⑦M原子在反應中得到的電子數比N原子在反應中得到的電子數多
⑧M單質能與N的氫化物反應生成N單質
A．②⑤　　　B．①②③⑧ C．①②③⑤ D．全部
例2
B
知識點二 非金屬性強弱的判斷
2.不能作為判斷硫、氯兩種元素非金屬性強弱的依據是(　　)
A．對應簡單陰離子的還原性強弱
B．單質沸點的高低
C．單質與氫氣化合的難易
D．最高價氧化物對應的水化物酸性的強弱
練一練
B
【課 堂 小 結】
元素金屬性和非金屬性強弱的比較
根據元素周期表判斷
根據離子的還原性強弱判斷
根據單質及其化合物的性質判斷
非金屬單質間的置換反應
根據金屬活動性判斷
根據單質及其化合物的性質判斷
金屬單質間的置換反應
根據離子的氧化性強弱判斷
根據元素周期表判斷
隨 堂 訓 練
1.下列事實不能用于比較元素金屬性或非金屬性強弱的是(　　)
A．Na比Mg與冷水反應劇烈，金屬性：Na＞Mg
B．F2比Cl2更容易與H2化合，非金屬性：F＞Cl
C．KOH的堿性強于 NaOH，金屬性：K＞Na
D．鹽酸的酸性強于H2CO3，非金屬性：Cl＞C
D
隨 堂 訓 練
2．X、Y是同主族的兩種元素，下列敘述能說明X的非金屬性比Y強的是(　　)
A．X原子的電子層數比Y原子的電子層數多
B．Y的最高價氧化物對應水化物的酸性比X的最高價氧化物對應水化物的酸性強
C．X的簡單氣態氫化物比Y的簡單氣態氫化物穩定
D．Y的單質能從KX的溶液中置換出X的單質
C
隨 堂 訓 練
實驗內容 實驗現象
1.各取1.0 g金屬X和金屬Z，分別加入到5 mL水中 金屬X與水反應比金屬Z劇烈
2.各取1.0 g的金屬Z和金屬Y(形狀相同)，分別加入到5 mL 1.0 mol/L鹽酸中 金屬Z與鹽酸反應比金屬Y劇烈
3.某化學課外活動小組為了驗證元素化學性質遞變規律，進行如下實驗探究。探究：驗證同周期X、Y、Z三種元素金屬性遞變規律
(1)通過實驗驗證三種元素金屬性由強到弱是____________，則下列判斷正確的是__________(填字母)。
A．原子序數：Y＞Z＞X B．原子的最外層電子數：X＞Y＞Z
C．原子半徑：Y＞Z＞X D．Y的最高價氧化物對應水化物的堿性最強
(2)同主族元素的同類化合物的化學性質相似，分別寫出過氧化銣與CO2反應的化學方程式：____________________________，過量的RbOH與AlCl3反應的離子方程式： ___________________________________________________。
　X＞Z＞Y　
A
2Rb2O2＋2CO2===2Rb2CO3＋O2
Al3＋＋4OH－===Al(OH)(共26張PPT)
原子結構與元素性質
習
學
目
標
知道堿金屬元素、鹵族元素原子的結構和特點。
能說出堿金屬元素、鹵族元素性質的遞變規律。
初步學會根據原子結構的特點，推測元素的化學性質。
體會元素周期表在學習元素化合物知識與科學研究中的重要作用。
情 境 導 入
原子 最外層電子數特點 得失電子情況 化學性質
稀有氣體元素 都為8(氦為2) 不易_____ _____
金屬元素 一般_____4 易_____ _______
非金屬元素 _____4 易_____ ______
得失
穩定
少于
失去
不穩定
多于
得到
不穩定
原子的最外層電子數決定原子的化學性質。
知識點一 堿金屬元素
元素名稱 元素符號 核電荷數 原子結構示意圖 最外層電子數 電子層數 原子半徑/nm
鋰 0.152
鈉 0.186
鉀 0.227
銣 0.248
銫 0.265
Li
Na
K
Rb
Cs
3
11
19
37
55
1
1
1
1
1
2
3
4
5
6
從上到下堿金屬元素原子的核電荷數逐漸增大，原子半徑逐漸增大。
(1)在周期表中，從上到下堿金屬元素原子的核電荷數、原子半徑的變化有什么特點？
知識點一 堿金屬元素
元素名稱 元素符號 核電荷數 原子結構示意圖 最外層電子數 電子層數 原子半徑/nm
鋰 Li 3 1 2 0.152
鈉 Na 11 1 3 0.186
鉀 K 19 1 4 0.227
銣 Rb 37 1 5 0.248
銫 Cs 55 1 6 0.265
(2)觀察堿金屬元素的原子結構示意圖，它們的原子核外電子排布有什么特點？從哪一點推斷出堿金屬元素的化學性質具有相似性？
最外層電子數都是1；隨核電荷數的增大，電子層數逐漸增多。
知識點一 堿金屬元素
從上到下隨原子序數遞增，堿金屬元素的原子核外電子層數遞增，原子半徑遞增。
相同點：
原子核外最外層電子數都為1
遞變性：
1.堿金屬元素的原子結構特點與規律
知識點一 堿金屬元素
1
增多
增大
與O2、水、酸、鹽溶液反應
還原性
鋰、鈉和鉀最外層都只有1個電子，都易失去最外層電子，表現出較強的還原性。鋰、鉀和鈉相似，都能與O2、水、酸、鹽溶液反應。
知識點一 堿金屬元素
【實驗1】堿金屬與O2的反應
現象：劇烈燃燒
發出黃色火焰 生成淡黃色固體
現象：劇烈燃燒
發出紫色火焰
生成黃色固體
浮、熔、游、響、紅
浮、熔、游、響、燒、爆、紅
2Na+2H2O=2NaOH+H2 ↑ 2K+2H2O=2KOH+H2↑
【實驗2】堿金屬與H2O的反應
2.堿金屬元素化學性質的遞變性
【觀察并思考】Na與K分別與水、O2反應現象有何不同？試從原子結構角度解釋。
知識點一 堿金屬元素
單質 與氧氣反應的產物 反應程度 活潑性 結論
Li
Na
K
Rb
Cs
更為復雜
K2O、K2O2、KO2
Li2O
更為復雜
Na2O、Na2O2
(1)與O2的反應
越來越復雜
越來越活潑
從Li—Cs，單質的還原性逐漸增強；金屬元素的金屬性逐漸增強。
越來越劇烈
知識點一 堿金屬元素
單質 與水反應的現象 反應程度 活潑性 結論
Li
Na
K
Rb
Cs
(2)與H2O的反應
越來越劇烈
越來越活潑
從Li—Cs，單質的還原性逐漸增強；金屬元素的金屬性逐漸增強。
劇烈，生成H2
更劇烈，生成H2
輕微的爆炸，生成H2
遇水立即燃燒，爆炸
遇水立即燃燒，爆炸
知識點一 堿金屬元素
元素符號 原子結構示意圖 原子半徑/nm
Li 0.152
Na 0.186
K 0.227
Rb 0.248
Cs 0.265
堿金屬元素原子
最外層只有一個電子
原子結構的相似性
元素性質的相似性
決定
在化合物中化合價+1
易失電子，表現金屬性（還原性）
隨核電荷數增加
電子層數逐漸增大
原子結構的遞變性
元素性質的遞變性
決定
原子半徑逐漸增大
元素的金屬性逐漸增強單質的還原性逐漸增強
原子失電子能力
逐漸增強
知識點一 堿金屬元素
鋰(Li) 鈉(Na) 鉀(K) 銣(Rb) 銫(Cs)
隨著核電荷數增加，堿金屬的性質逐漸增強
與水反應越來越劇烈，生成氫氣速率越來越快；
通式： 2M+2H2O=2MOH+H2↑
堿性：LiOH ＜ NaOH ＜ KOH ＜ RbOH ＜ CsOH
元素金屬性逐漸增強，單質還原性逐漸增強
知識點一 堿金屬元素
元素名稱 元素符號 核電荷數 顏色和狀態 密度g/cm3 熔點℃ 沸點℃
鋰 Li 3 銀白色, 柔軟 0.534 180.5 1347
鈉 Na 11 銀白色, 柔軟 0.97 97.81 882.9
鉀 K 19 銀白色, 柔軟 0.86 63.65 774
銣 Rb 37 銀白色, 柔軟 1.532 38.89 688
銫 Cs 55 略帶金色光澤,柔軟 1.879 28.40 678.4
遞增
注意：鋰是最輕的金屬，保存在石蠟里；其他保存在煤油中。
遞增
遞減
遞減
鈉鉀反常
3、堿金屬單質的物理性質
練一練
1、下列關于Li、Na、K、Rb、Cs的敘述均正確的一組是( )
① 金屬性最強的是鋰
② 形成的離子中，氧化性最強的是鋰離子
③ 在自然界中均以化合態形式存在
④ Na在空氣中久置后，成分為Na2CO3
⑤ 均可與水反應，產物均為MOH和H2
⑥ 它們在氧氣中燃燒的產物都有M2O和M2O2兩種形式
⑦ 粒子半徑：Rb+>K+>Na+，Cs>Cs+
A. ①②③④⑤ B. ③④⑤⑥⑦ C. ①②④⑥⑦ D. ②③④⑤⑦
D
知識點二 鹵族元素
位于元素周期表VIIA族(第17縱列)的元素氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)、Ts 都能與Na、K、Ca、Mg等金屬化合成鹽，所以統稱為鹵素(成鹽元素之意)。
鹵族元素(簡稱鹵族)是典型的非金屬元素，它們在自然界中都以化合態存在。
鹵
族
元
素
知識點二 鹵族元素
鹵素單質 顏色和狀態 密度(g.cm3) 熔點(℃) 沸點(℃)
F2 淡黃綠色， 氣體 1.69 -219.6 -188.1
Cl2 黃綠色， 氣體 3.214 -101 -34.6
Br2 深紅棕色， 液體 3.119 -7.2 58.78
I2 紫黑色， 固體 4.93 113.5 184.4
密度增大
顏色加深
熔點升高
沸點升高
1.鹵素單質的物理性質
知識點二 鹵族元素
元素 核電荷數 原子結構示意圖 最外層電子數 電子層數 原子半徑(nm)
氟(F) 0.071
氯(Cl) 0.099
溴(Br) 1.12
碘(I) 1.32
結論
9
17
35
53
7
2
3
4
5
① 相似性： 。
② 遞變性：從上到下，隨著核電荷數的逐漸 ，原子的電子層數
逐漸 ，原子半徑逐漸 。
原子的最外層電子數均為7
增加
增多
增大
2.鹵素元素的原子結構規律
知識點二 鹵族元素
『思考與討論』根據鹵素的原子結構，請你試著推測氟、氯、溴、碘在化學性質上表現出的相似性和遞變性。
F
Cl
Br
I
結 構
相似：最外層電子數都是7
遞變：核電荷數(Z)增加，
電子層數(n)增多，
原子半徑(r)增大。
相似性:容易得到1個電子
強氧化性(似Cl2，與金屬、H2、水、堿、 鹵化物反應)
遞變性：
得電子能力逐漸減弱
單質氧化性逐漸減弱
與H2、水等反應越來越難
化學性質
知識點二 鹵族元素
鹵素單質 反應條件 化學方程式 產物穩定性
F2
Cl2
Br2
I2
暗處
H2＋F2===2HF
很穩定
光照或點燃
較穩定
加熱
不如氯化氫穩定
不斷加熱
不穩定
（1）鹵素單質與氫氣的反應
遞變性
①與氫氣反應的難易程度：
②生成的氫化物的穩定性：
③鹵素的非金屬性強弱：
逐漸變得困難
逐漸減弱
逐漸減弱
3.鹵素單質的化學性質元素的原子結構規律
知識點二 鹵族元素
無色溶液變成棕黃色
無色溶液變成橙色
無色溶液變成棕黃色
2KBr＋Cl2=2KCl＋Br2
2KI＋Cl2=2KCl＋I2
2KI＋Br2=2KBr＋I2
注意：因為F2能與H2O發生反應（2F2 + 2H2O = 4HF + O2），所以F2不能從其他鹵化物的鹽溶液中置換出鹵素單質。
2Br－＋Cl2==Br2 ＋2Cl－
2I－+Cl2 == I2＋2Cl－
2I－＋Br2==I2 ＋2Br－
Cl2>Br2
Cl-
Cl2>I2
Cl- < I-
Br2>I2
Br - < I-
（2）鹵素單質氧化性比較
實驗
現象
知識點二 鹵族元素
Cl-
Cl2>Br2>I2
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性逐漸減弱
（2）鹵素單質氧化性比較
X2＋H2O===HX＋HXO
Cl2＋H2O=== HCl＋HClO
X2為Cl2、Br2、I2
Br2＋H2O=== HBr＋HBrO
I2＋H2O=== HI ＋HIO
強酸
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
弱酸
（3）鹵素單質與水反應
2.下列關于鹵族元素由上到下性質遞變的敘述，正確的是(　　)
①單質的氧化性增強　②單質的顏色加深　③氣態氫化物的穩定性增強　④單質的沸點升高　⑤陰離子的還原性增強
A．①②③ B．②③④
C．②④⑤ D．④⑤
知識點二 鹵族元素
C
練一練
【課 堂 小 結】
鋰 Li
鈉 Na
鉀 K
銣 Rb
銫 Cs
鹵族元素 ⅦA
氟
氯
溴
碘
堿金屬元素ⅠA
半徑遞增
電子層數遞增
失電子能力遞增
得電子能力遞減
金屬性遞增
F
Cl
Br
I
最外層電子數相同
隨 堂 訓 練
1.如圖表示第ⅠA族金屬(又稱為堿金屬)的某些性質與核電荷數的變化關系，則下列各性質不符合圖示關系的是（ ）
A.金屬性
B.與水反應的劇烈程度
C.陽離子的氧化性
D.原子半徑
C
隨 堂 訓 練
1.已知常溫下氯酸鉀與濃鹽酸反應放出氯氣，現進行氯氣的性質實驗(如圖)。玻璃管內裝有分別滴有不同溶液的白色棉球，反應一段時間后，對圖中指定部位顏色描述正確的是(　　)
C
選項 ① ② ③ ④
A 黃綠色 橙色 藍色 無色
B 無色 橙色 紫色 白色
C 黃綠色 橙色 藍色 白色
D 黃綠色 無色 紫色 白色
隨 堂 訓 練
3.依據下列說法來判斷相應元素的金屬性、非金屬性強弱，不合理
的是:(　　)
A．鹵素單質Cl2、Br2、I2的氧化性強弱
B．氣態氫化物 NH3、H2O、HF的穩定性
C．堿金屬單質 Li、Na、K與水反應的劇烈程度
D．1 mol Na、Mg、Al分別與足量鹽酸反應時失去電子數的多少
D(共21張PPT)
元素周期表和元素周期律的應用
習
學
目
標
基于元素“位置 結構 性質”認識元素性質。
基于物質“結構 性質 用途”認識物質性質。
基于元素性質遞變的本質原因認識物質世界。
體會元素周期律在學習元素化合物知識與科學研究中的重要作用。
情 境 導 入
門捷列夫在研究元素周期表時，科學地預言了11種尚未發現的元素，為它們在周期表中留下了空位。例如，他認為在鋁的下方有一個與鋁類似的元素“類鋁”，并預測了它的性質。1875年，法國化學家發現了這種元素，將它命名為鎵。鎵的性質與門捷列夫推測的一樣。門捷列夫還預測在硅和錫之間存在一種元素——“類硅”，15年后該元素被德國化學家文克勒發現，為了紀念他的祖國，將其命名為“鍺”。
知識點一 元素周期表中元素的分區及性質
　族
周期　　 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
Po
At
非金屬元素
金屬元素
稀有氣體元素
非金屬性增強
非
金
屬
性
增
強
金屬性增強
金
屬
性
增
強
F
Cs
除放射性元素外，高中階段不研究
1.元素周期表中元素的分區及性質
知識點一 元素周期表中元素的分區及性質
比較內容 同周期(從左到右) 同主族(從上到下)
原子結構 電子層數
最外層電子數
原子半徑
元素的性質 金屬性
非金屬性
主要化合價
化合物性質 最高價氧化物對應水化物
氫化物穩定性
相同
依次增加
依次增加1個
相同
逐漸減小
逐漸增大
逐漸減弱
逐漸增強
逐漸增強
逐漸減弱
最高正價：+1→+7 (O F 除外)
最低負價=最高正價 8
最高正價=主族序數
(O F 除外)
酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱
酸性逐漸減弱
堿性逐漸增強
逐漸增強
逐漸減弱
2.同主族同周期元素性質遞變規律
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
3、啟發人們在周期表中一定的區域內，尋找新的物質。
預言新元素，研究新農藥，尋找半導體材料、催化劑、耐高溫耐腐蝕材料。
元素周期律和元素周期表，揭示了元素之間的內在聯系，反映了元素性質與它的原子結構的關系。
1、 學習和研究化學的規律和工具。
2、為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了新的線索。
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
堿性：Ca(OH)2___Ba(OH)2
穩定性：CH4___SiH4
（1） 比較同主族元素的性質
（2）比較同周期元素的性質
酸性：H2SO4___HClO4
穩定性：H2S___HCl
（3）比較不同周期不同主族元素的性質
堿性：KOH___Mg(OH)2
1.比較元素及其化合物的性質
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
1、已知電子層數相同的三種元素X、Y、Z，其最高價含氧酸酸性：H3XO4A、原子半徑XB、得電子能力X、Y、Z逐漸減弱
C、單質與氫氣反應按照X、Y、Z順序越來越容易
D、氣態氫化物的穩定性按照X、Y、Z順序減弱
C
練一練
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
2.預測元素及其化合物的性質
在“腦白金”中含有一種營養元素---34號元素,大量基礎研究和臨床實踐證實：34號是一種維持生命的物質，當攝入量不足時，將會出現細胞病變，造成多種疾病發生。 34號對心臟病、心血管疾病、肝臟疾病、消化性潰瘍、腫瘤等有顯著的預防作用，并能有效清除人體自由基，解除重金屬毒性，增強免疫功能，延緩衰老。
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
(1)請推導34號元素在周期表的具體位置并標出其符號。
方法一、原子結構示意圖法。
a.周期序數＝電子層數
b.主族序數＝最外層電子數
方法二、利用稀有氣體原子序數，通過加減判斷。
第四周期第VIA族
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
(2)結構決定性質
元素名稱 硒 元素符號 Se
原子序數 34 金屬還是非金屬？
原子結構示意圖
最高正價 最低負價
常見中間價 氣態氫化物化學式
最高價氧化物 最高價氧化物對應水化物
與硫酸酸性比較 與硫化氫穩定性比較
與S半徑比較 與S非金屬性比較
常溫下狀態
非金屬
+6
-2
0、+4
H2Se
SeO3
H2SO4>H2SeO4
H2S>H2Se
H2SeO4
S＜Se
S＞Se
固體
（經驗規律：看偏旁）
第四周期第VIA族
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
Og——118號元素
Oganesson是一種人工合成的化學元素，原子量為297，半衰期12毫秒(百分之一秒)。屬于氣體元素，化學性質很不活潑。屬于稀有氣體一類。 Og具放射性，其原子十分不穩定。
第七周期第0族（稀有氣體）
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
練一練
根據鹵族元素的性質遞變規律，推知元素砹(At)的性質：有色固體，與氫難化合，HAt不穩定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
2、鐳是第7周期第ⅡA族元素，下列關于鐳的性質的描述中不正確的是(　　)
A.鐳比鈣金屬性更強 B.氫氧化物呈兩性
C.在化合物中呈+2價 D.碳酸鹽難溶于水
B
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
4.尋找有特殊用途的新物質
尋找半導體材料，如硅、鍺、鎵等
探索制取農藥的元素，如氟、氯、硫、磷、砷等
尋找優良催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料
3.下列說法錯誤的是（ ）
A.作半導體材料的元素大多數位于周期表中金屬元素和非金屬元素的
交界處
B.農藥中常含有的元素通常在元素周期表的右上方區域內
C.構成催化劑的元素通常在元素周期表的左下方區域內
D.在周期表過渡元素中尋找作耐高溫和耐腐蝕的合金材料的元素
C
知識點二 元素周期表和元素周期律的應用
5.對角線規則
相鄰周期左上和右下的元素性質相似，以下三組尤為明顯：
Li Be B
Mg Al Si
(1) Mg能和空氣中的O2、N2反應生成MgO、Mg3N2
Li在空氣中燃燒的產物為：____________.
Li2O、Li3N
(2) Be和Al的性質相似，
Be(OH)2的類別屬于_____________.
寫出相關反應的化學方程式：
________________________________
________________________________.
兩性氫氧化物
Be(OH)2+2HCl = BeCl2+2H2O
Be(OH)2+2NaOH = Na2[Be(OH)4]
則Be既能與酸反應又能與堿反應
Be＋2HCl＝BeCl2＋H2↑
Be＋2NaOH＋2H2O＝Na2[Be(OH)4]（四羥基合鈹酸鈉）＋H2↑
(3) B和Si單質的熔點都很高，在BH3、SiH4中H元素均顯-1價。
【課 堂 小 結】
元素周期律
元素周期表
推測元素的位置、結構和性質
根據“位置-結構、性質”，預測新元素
尋找新物質：半導體材料、農藥、催化劑及合金等
隨 堂 訓 練
1.下列說法正確的是( )
A. C、N、O、F原子半徑依次增大
B. NH3、H2O(g)、HF 穩定性依次增強
C. HClO比H2SO4酸性強。
D. 甲、乙兩種非金屬元素與金屬鈉反應時， 甲得電子的數目多， 所以甲活潑。
B
隨 堂 訓 練
2. X、Y、Z、W均為短周期元素，它們在元素周期表中的位置如圖所示。若Y原子的最外層電子數是次外層電子數的3倍，則下列說法中正確的是( )
A.原子半徑： W > Z > Y > X
B. 最高價氧化物對應的水化物的酸性： Z > W > X
C. W單質能與水反應生成兩種強酸
D.四種元素的單質中，只有Z單質在常溫常壓下是固體
D
X
Y
Z
W
隨 堂 訓 練
3.運用元素周期律分析下面的推斷，其中錯誤的是 (　　)
A.已知Ba是第六周期第ⅡA族的元素，故Ba(OH)2的堿性比Mg(OH)2的堿性強
B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素，故AsH3的穩定性比NH3的穩定性強
C.已知Cs是第六周期第ⅠA族的元素，故Cs與水反應比Na與水反應更劇烈
D.已知Cl與Al在同一周期，且Cl的核電荷數比Al的核電荷數大，故Cl的原子半徑比Al的原子半徑小
B(共29張PPT)
元素周期表 核素
習
學
目
標
通過了解元素周期表的發展歷程，體會科學研究方法、觀念和科學精神。
通過觀察元素周期表，認識元素周期表的編排原則和結構，認識原子結構與元素在周期表中位置間的關系，體會元素周期表在學習元素化合物知識與科學研究中的重要作用。
通過氕、氘、氚三種核素的辨析，厘清元素、核素、同位素的含義。
知識點一 元素周期表
元素周期表的發展歷程
【閱讀歸納】閱讀教材科學史話，了解元素周期表的發展歷程
（1）拉瓦錫的元素分類表（1789）
氣體、金屬、非金屬、能成鹽的土質
（2）德貝賴納的“三元素組”（1829年）
Li Na K
Cl Br I
S Se Te
Ca Sr Ba
①鋰、鈉、鉀
②鈣、鍶、鋇
③鹵素組(氯、溴、碘)
④硫、硒、碲
知識點一 元素周期表
（3）門捷列夫的第一張元素周期表（1869年）
知識點一 元素周期表
（4）邁克的元素周期表（1870年）
邁克發表的第三張元素周期表
原子體積呈周期性變化曲線圖
知識點一 元素周期表
（5）門捷列夫的第二張元素周期表（1871年）
門捷列夫的第二張元素周期表
知識點一 元素周期表
元素周期表有終點嗎？
知識點一 元素周期表
【回顧總結】回顧初中所學知識，結合教材相關內容，總結原子序數的概念，并理清原子序數與原子結構的關系。
原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編號
原子序數＝質子數＝核外電子數＝核電荷數
原子序數與原子結構的關系：
知識點一 元素周期表
【思考】認真觀察元素周期表，你能發現當中的排布規律嗎？
知識點一 元素周期表
橫行
把電子層數相同的元素，按原子序數遞增順序從左到右排列
把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序由上而下排列
縱列
周
期
族
知識點一 元素周期表
橫行
縱列
把__________相同的元素，按___________遞增順序從左到右排列
把_______________相同的元素，按__________遞增的順序由上而下排列
電子層數
原子序數
最外層電子數
電子層數
電子層數 =
最外層電子數 =
主族的族序數
周期數
1.編排原則
一、元素周期表
知識點一 元素周期表
短周期
元素周期表共有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期。
長周期
包括元素種數
2種
8種
8種
18種
18種
32種
32種
稀有氣體原子序數
2
10
18
36
54
86
118
知識點一 元素周期表
類別 周期序數 起止元素 包括元
素種數 核外電
子層數 稀有氣體
原子序數 位置與結
構的關系
短周期 一 H～He 周期序數___電子層數
二 Li～Ne
三 Na～Ar
長周期 四 K～Kr
五 Rb～Xe
六 Cs～Rn
七 Fr～118號
元素周期表有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期。
2
1
2
8
2
10
8
3
18
18
4
36
18
5
54
32
6
86
32
7
118
＝
2.周期和族
知識點一 元素周期表
元素周期表有18個縱行
被劃分為16個族
主族：
副族：
零族：
A
B
0
7個
8個
1個
知識點一 元素周期表
小結：元素周期表的結構
堿
金
屬
元
素
鹵
族
元
素
稀
有
氣
體
元
素
過渡元素
IA
IIA
IIIB~VIIB
VIII
IB~IIB
IIIA~VIIA
0
鑭系
錒系
知識點一 元素周期表
【思考交流】
1. 在周期表中第Ⅷ族元素包含8、9、10三個縱列，而其他族只有一個縱列，故第Ⅷ族元素種類最多，這種判斷對嗎？
2. 同周期的第ⅡA、ⅢA族元素的原子序數差一定為“1”嗎？
錯誤
不一定
知識點一 元素周期表
3.常見族的元素的別稱
族 別稱
第ⅠA族(除氫外) 堿金屬元素
第ⅦA族 鹵族元素
0族 稀有氣體元素
碳族
氮族
氧族
鹵族
知識點一 元素周期表
原子序數
相對原子質量
元素符號
元素名稱
知識拓展
U
鈾
5f36d17s2
238.0
元素符號，紅色指放射性元素
價層電子排布，括號指可能的電子排布
相對原子質量（加括號的數據為該放射性元素半衰期最長同位素的質量數）
原子序數
元素名稱注*的是人造元素
【交流研討】繼續觀察教材附加的元素周期表，思考元素周期表中方格里的符號的意義。
知識點一 元素周期表
不一定，可能是第ⅡA族，也可能是0族或副族元素。
2、8、18、32。
第六周期ⅢB為鑭系，共15種元素；第七周期ⅢB為錒系，共15種元素，比四、五周期多出14種元素。
1.最外層電子數是2的元素一定為第ⅡA族的元素嗎？
2.在現行周期表中第四、五、六、七周期均有18列，為什么第四、五周期各有18種元素，而第六、七周期各有32種元素？
3.同主族相鄰元素間原子序數差值可能是多少？說明原因。
第二、三周期差1，第四、五周期差11，原因是中間隔10格過渡元素，第六、七周期差25，原因是中間隔10格過渡元素，且ⅢB一格為15種元素。
4.同周期的第ⅡA、ⅢA元素間原子序數差值可能為多少？并說明原因。
【思考交流】
知識點一 元素周期表
練一練
1.下列說法正確的是
A.某短周期元素最外層有2個電子，則其一定是金屬元素
B.主族元素的單原子陽離子一定具有稀有氣體的電子層結構(H＋除外)
C.元素周期表有7個主族、8個副族和1個0族，副族均由長周期元素組成
D.主族元素在周期表中的位置只取決于該元素的電子層數
C
知識點二 核 素
【交流研討】表格中同一類型的原子有什么相同點和不同點？它們是同一種元素嗎？
原子名稱 質子數 核電荷數 中子數 原子符號
氫1(氕 piē) 1 1 0
氫2(氘 dāo ) 1 1 1
氫3(氚 chuān) 1 1 2
具有相同質子數(核電荷數)的一類原子的總稱。
具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子
核素
元素
1.元素與核素
知識點二 核 素
2.同位素和同素異形體
(1)同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。如：1H，2H，3H互為同位素。
同位素的性質：①同位素在周期表里占有同一位置
②同位素的化學性質幾乎相同
③天然存在的同位素，相互間保持一定的比率
(2)同素異形體：由同種元素形成的不同單質，互稱為同素異形體。如：氧氣和臭氧、石墨和金剛石、紅磷和白磷。
知識點二 核 素
小結：元素、核素、同位素、同素異形體的比較
元素 核素 同位素 同素異形體
本質 質子數(核電荷數)相同的一類原子 質子數、中子數都一定的原子 質子數相同、中子數不同的核素 同種元素組成的不同單質
范疇 同類原子 原子 原子 單質
特性 只有種類，
沒有個數 化學反應中的
最小微粒 化學性質幾乎相同，物理性質不同 組成元素相同，性質不同
思考：O2和O3互為同位素嗎？H2O和D2O互為同位素嗎？
O2和O3互為同素異形體； H2O和D2O為同種物質。
知識點二 核 素
3.同位素的應用

2.(1)下列原子： 、 、 、 、 、 、 、 、 ，元素有__種，核素有________種，互為同位素的有_____________________________。
(2)18O2與16O2，二者的關系是________________________(填“互為同位素”“互為同素異形體”或“屬于同一種物質”)。
6
9
屬于同一種物質
練一練
【課 堂 小 結】
隨 堂 訓 練
1、 根據元素周期表判斷,下列敘述不正確的是(　　)
A.周期表中第七周期最多容納32種元素
B.周期表中共有18個列,其中形成化合物種類最多的在第14列
C.除過渡元素外周期表中最外層電子數相同的元素都位于同一族中
D.周期表中所含元素種類最多的族在第ⅢB族
C
隨 堂 訓 練
2．有關元素周期表中的原子序數之差錯誤的是（ ）
A．同周期的第ⅠA族和0族元素的原子序數之差可能為17
B．同主族兩相鄰元素的原子序數之差為2、8、18、32
C．兩粒子，如果核外電子排布相同，則一定屬于同種元素
D．同周期第ⅡA、ⅢA族元素原子序數之差可能為25
C
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B(共22張PPT)
元素的“位-構-性”關系及應用
習
學
目
標
1.掌握短周期元素的結構特點、在元素周期表中的位置及其重要化合物的性質。
2.結合元素周期表中“位、構、性”三者之間的關系及利用物質結構和性質進行綜合推斷。
情 境 導 入
原子結構
表中位置
元素性質
反映
決定
通過位置，應用、遞變規律推出
判斷元素、推出位置
決定
反映
知識點一 元素“位—構—性”關系
(1)結構與位置的互推是解題的核心
①掌握四個基本關系
對于原子：
A.質子數＝核電荷數＝核外電子數＝原子序數。
B.電子層數＝周期序數。
C.最外層電子數＝主族序數。
D.主族元素的最高正價＝主族序數(O、F除外)；
最低負價＝主族序數－8(H除外) 【金屬無負價】
1、結構與位置互推
位置：第三周期第VIA族
知識點一 元素“位—構—性”關系
②掌握周期表中“序、層”規律
若一種陽離子和陰離子的電子層結構相同，則“陰前右”“陽后左”，即陰離子對應元素在前一周期右側，陽離子對應元素在后一周期左側。
特殊規律
①“凹”型結構
②各周期元素種類數
③稀有氣體的原子序數及在周期表中的位置
④同主族上下相鄰元素原子序數的關系
知識點一 元素“位—構—性”關系
2、性質與位置的互推是解題的關鍵
①簡單元素的金屬性、非金屬性
②簡單氣態氫化物的穩定性
③最高價氧化物對應水化物的酸、堿性
④金屬與水或酸反應置換出氫氣的難易程度
金屬性Na>Mg
CH4>SiH4
HClO4>H2SO4
同周期的遞變性
同主族的遞變性
同周期的遞變性
同主族的相似性、遞變性
知識點一 元素“位—構—性”關系
3.結構和性質的互推是解題的要素
①電子層數和最外層電子數決定元素的金屬性和非金屬性
②同主族元素最外層電子數相同化學性質相似
③正確推斷原子半徑和離子半徑的大小及結構特點
④判斷元素金屬性和非金屬性的強弱
知識點一 元素“位—構—性”關系
結構
性質
決定
反映
主要化合價
化學式
主族 IVA VA VIA VIIA
氫化物
最高價含氧酸
RH4
RH3
RH2
HR
H4RO4
H2RO3
HRO3
H3RO4
H2RO4
HRO4
知識點一 元素“位—構—性”關系
練一練
約里奧-居里夫婦于1934年在核反應中用α粒子(即氦核42He)轟擊金屬原子wzX，得到核素30z+2Y，開創了人造放射性核素的先河：wzX＋42He―→30z+2Y＋10n。其中元素X、Y的最外層電子數之和為8。下列敘述正確的是（ ）
A.wzX的相對原子質量為26 B.X、Y均可形成三氯化物
C.X的原子半徑小于Y的 D.Y僅有一種含氧酸
B
知識點二 原子的特殊結構、性質
1．常考短周期主族元素原子的核外電子排布特點
(1)最外層電子數為1的原子有H、Li、Na。
(2)最外層電子數為2的原子有He、Be、Mg。
(3)最外層電子數與次外層電子數相等的原子是Be。
(4)最外層電子數是次外層電子數2倍的原子是C。
(5)最外層電子數是次外層電子數3倍的原子是O。
知識點二 原子的特殊結構、性質
(6)次外層電子數是最外層電子數2倍的原子有Li、Si。
(7)內層電子總數是最外層電子數2倍的原子有Li、P。
(8)電子層數(周期序數)與最外層電子數(族序數)相等的原子有H、Be、Al。
(9)電子層數為最外層電子數2倍的原子是Li。
(10)最外層電子數是電子層數2倍的原子是C、S。
(11)最外層電子數是電子層數3倍的原子是O。
知識點二 原子的特殊結構、性質
2．巧記10e－微粒和18e－微粒
10e－微粒和18e－微粒是元素推斷題的重要突破口之一。(1)以Ne為出發點記憶10e－微粒
知識點二 原子的特殊結構、性質
(2)以Ar為出發點記憶18e－微粒
知識點二 原子的特殊結構、性質
3．第三周期各元素的性質
Na：
①短周期內原子半徑最大的元素.
②短因期內金屬性最強的元素，其形成的一元堿為強堿。
Mg：
①最外層電子數多 k 層電子數相同.
②其形成的堿為中強堿
知識點二 原子的特殊結構、性質
Al：
①可做高溫耐火材料.
②既可與酸反應產生H2，又可與強堿反應放H2. ③其氧化物是紅寶石/藍星石的主要成分.
④族序數=周期數→第三周期第III A 族
⑤其氧化物為兩性氧化物，氫氧化物為兩性氫氧化物
知識點二 原子的特殊結構、性質
Si：
①良好的半導體材料.
②其氧化物是光導纖維的主要材料.
③其酸是難溶于水的膠狀沉淀.
P：
其最高價含氧酸為中強酸.
知識點二 原子的特殊結構、性質
S：
①其單位在高溫下具有殺菌消毒的作用.
②其氧化物的過度排放會造成酸雨.
③其某種氧化物具有暫時的漂白性.
Cl：
①其單質及某種氧化物常用作向來水殺菌清毒.
②人體中含有該元素的某種（強）酸.
③HClO4是短周期中酸性最強的酸.
【課 堂 小 結】
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1.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序數依次增大，X和Z位于同一主族，Z與冷水反應生成X的單質，X、Y、Z的原子序數之和為20，W的最外層電子數比次外層少2個。下列說法正確的是( )
A.Y和X形成的化合物液態時只有水
B.簡單氣態氫化物的穩定性：W>Y
C.簡單離子半徑大小：Y>Z
D.X和W形成的化合物中，各原子均為8電子穩定結構
C
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2.短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相對位置如表所示，這四種元素原子的最外層電子數之和為21。下列關系錯誤的是( )
A.簡單氣態氫化物沸點：X>W
B.氧化物對應水化物的酸性：Z＞W
C.Y的氧化物具有兩性
D.簡單離子的半徑：Y＜X
B
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3.下列各圖是元素周期表的一部分(表中數字代表原子序數)，其中合理的是(　　)
C
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4.X、Y、Z、M、Q、R是前20號元素，其原子半徑與主要化合價的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.簡單氣態氫化物穩定性：YB.簡單離子半徑：M>Q>R
C.X、Y、Z三種元素只能組成共價化合物
D.Q與R的最高價氧化物對應水化物均為強堿
D

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