归纳与整理教学设计模板

原子结构与元素性质

物质结构与元素周期律

归纳与整理

教学设计

怀集中学

陈彩花

1.了解原子核外电子的能量高低与分层排布的关系以及核外电子分层排布规律。

2.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性及非金属性的周期性变化规律。

3.理解元素周期律的实质和内容,能比较微粒半径的大小,掌握同周期元素性质递变的规律。

1. 下列变化的比较, 不正确的是(

)

A.酸性强弱: HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3

B.原子半径大小: Na>S>O

C.碱性强弱: KOH>NaOH>LiOH

D. 还原性强弱: F->Cl->I-

第一部分

一、原子核外电子排布

1、电子层

（1）在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层。称之为电子层（如图1）。

（2）电子层的表示方法

通常电子层的表示方法有两种：数字表示法和字母表示法

电子层数（n）

1 字母代号

离核远近

能量高低

K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q 图1 近

远

低

高

注：在多电子原子中，电子的能量不同，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高。即n值越大，电子能量越高，离核越远。

2.核外电子排布的一般规律

能量规律

核外电子总是先排布在能量较低的电子层，然后由内向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层

原子核外各电子层最多容纳2n2个电子

例1. 判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？

例2. 根据下列

AB

C

D

叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。

（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；______ （2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；______ （3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________ 二、元素周期律

(1) 内容：元素性质随着原子序数你的递增而呈周期性变化

(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

【规律】：

1.随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈周期性变化（第一周期除外）。

2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。

3.随着原子序数的递增，元素最高正化合价呈现+1到+7，最低化合价呈现-4到-1的周期性变化。

(元素最高正价= +价电子数；元素最低负价= -(8-价电子数)) 4 .同一周期元素,从左到右, 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。(课本p15科学探究) 三、知识拓展

1. 元素金属性（失电子）强弱的判断方法

(1)从元素原子结构判断

①同主族元素从上到下，金属性逐渐增强。

②同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱

(2)从元素单质及其化合物的相关性质判断

a. 金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg。

b. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性NaOH>MgOH，则金属性Na>Mg c. 活动性强的金属单质可以把活动性相对较弱的金属单质从其盐溶液中置换出来。如Fe+CuCl2=FeCl2+Cu,则金属性Fe>Cu。

d. 根据金属活动性顺序表判断，金属的位置越靠前，其金属性越强。

e.从金属的阳离子的氧化性强弱判断

金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。如氧化性：Fe3+>Cu2+>Fe2+,则金属性Fe>Cu。

2. 元素非金属性（得电子）强弱的判断方法

(1) 从元素原子结构判断

①同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强。

②同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱

(2) 从元素单质及其化合物的相关性质判断

a. 非金属单质与越易于H2化合，生成的氰化物越稳定，元素非金属性越强。如H2+F2=2HF,

光照

H2+Cl2===2HCl，则非金属性：F>Cl>Br>I b. 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。如酸性HClO4>H2SO4，则非金属性Cl>S. c. 活动性强的非金属单质可以把活动性相对较弱的非金属单质从其盐溶液中置换出来。如Cl2+NaBr=NaCl+Br2,则非金属性Cl>Br。

e. 非金属的阴离子的还原性越强，其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越强弱。如还原性：S2->Cl-,则非金属性：Cl>S。

3、粒子半径比较大小

原子半径：

(1) 电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小。如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞＞r(S)＞r(Cl)

(2) 最外层电子数相同时，随电子层数递增，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) 离子半径：

(1) 同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如：r(Cl)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2)＞r(Fe3)

－＋＋(2) 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如：r(O2)＞r(F)＞r(Na)＞r(Al3)

－－＋＋(3) 带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)；

＋＋＋＋＋

4、熔沸点的比较

(1) 卤素单质(分子晶体)熔沸点从上到下依次升高。如F2

(2) 碱金属单质(金属晶体)熔沸点从上到下依次降低。如Li>Na>K>Rb>Cs.

(3) 同一周期同一结构类型的元素单质溶沸点比较，如Na、Mg、Al的熔沸点，则由金属键能决定,Al所带电荷最多，原子半径最小，所以金属键最强，故熔沸点是：NaNH3>H2O>HF; (5) 由于CH4,NH3,H2O,HF它们的分子间除了分子间作用力外，还有氢键，所以同主族氢化物熔沸点它们是最高的，如氧族元素氢化物的熔沸点是H2O>H2Te>H2Se>H2S;卤素：HF>HI>HBr>HCl。

(6) 不同结构类型的物质进行比较：离子晶体>金属晶体>分子晶体

(7) 分子晶体：一般相对分子质量越大，熔沸点越高，如HClPH3;H2O>H2S;HF>HCl. 5. 常见的“10电子”

、“18电子”微粒

“10电子”

微粒：

①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4

②离子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+; OH-、NH2-、H3O+、NH4+

“18电子”微粒：

①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等; ②离子:K+、Ca2+、P3-、S2-、HS-、Cl-。

第二部分

一、原子结构与元素性质和元素周期律的应用

1.结构，位置与性质之间的关系

①结构决定位置

原子序数＝核电荷数=质子数=核外电子数

周期序数＝电子层数

主族序数＝最外层电子数

②结构决定性质

主族元素最外层电子数＝主族元素的最高正价数＝价电子数=8－负价数

③位置决定性质

同周期：从左到右，递变性

相似性

同主族

从上到下，递变性

2.元素周期表中金属元素和非金属元素的分区

⑴元素周期表的左下方使劲属性最强的铯（Fr是放射性元素除外），右上方是非金属性最强的元素氟。碱性最强的是CsOH,酸性最强的含氧酸HClO4 (2)由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

3.元素周期律和元素周期表的意义

（1）预言未知元素并证实. （2）分界处找半导体材料. （3）在非金属区域找制农药元素（氟氯硫磷等元素）. （4）过度区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料（如中学常用的催化剂镍铁钒锰等）.

4.元素推断的方法与技巧

二、元素推断题的常见突破口：

微粒的电子层结构特征: 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子电子层结构相同，与下一周期的主族金属元素形成的阳离子电子层结构相同：a.与He原子电子层结构相同的离子有H+、Li+、Be2+;b. 与Ne原子电子层结构相同的离子有:F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等；c. 与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、K+、Ca2+等

1.主族元素在周期表中的特殊位置

(1)最外层有1个电子的原子：H、Li、Na。

(2)最外层有2个电子的原子：He、Be、Mg。

(3)最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar。

(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C；是次外层电子数3倍的原子：O；是次外层电子数4倍的原子：Ne。

(5)电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al。

(6)电子总数为最外层电子数2倍的原子：Be。

(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。

(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。

(9)最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S；最外层电子数是电子层数3倍的原子：O。

2.主族元素性质,存在和用途的特殊性。

(1)形成化合物种类最多的元素是C，单质是自然界中硬度最大物质的元素是C。

(2)空气中含量最多的元素是N，气态氢化物水溶液呈碱性的元素是N。

(3)地壳中含量最多的元素是O，氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。

(4)地壳中含量最多的金属元素是Al。

(5)最活泼的非金属元素、无正价的元素是F。

(6)单质密度最小的元素是H，密度最小的金属元素是Li。

(7)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Al。

(8)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物反应生成盐的元素是N，元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物起氧化还原反应的元素是S。

一【课堂检测】

－1. 原子序数依次增大的元素a、b、c、d，它们的最外层电子数分别为1、6、7、1。a的电子－＋层结构与氦相同，b和c的次外层有8个电子，c和d的电子层结构相同。下列叙述错误的(

) A．元素的非金属性次序为c>b>a B．a和其他3种元素均能形成共价化合物

C．d和其他3种元素均能形成离子化合物

D．元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6 2. 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子核外最外层电子数是其电子层－数的2倍，X、Y的核电荷数之比为3∶4。W的最外层为8电子结构。金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应。下列说法正确的是

(

) A．X与Y能形成多种化合物，一般条件下都能与Z的最高价氧化物对应的水化物发生反应

B．原子半径大小：X＜Y，Z＞W C．化合物Z2Y和ZWY3都只存在离子键

D．Y、W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂

3.W、X、Y、Z四种短周期元素，它们在周期表中位置如表所示，下列说法不正确的是(

) A．W、Y、X三种元素的原子半径依次减小

B．Z元素的气态氢化物的热稳定性比Y的高

C．W元素与氢元素可能会形成W2H6

D．Y元素的单质能从NaZ溶液中置换出Z元素的单质

4. 短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，－n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L1r溶液的pH为2, s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是

(

) A．原子半径的大小W＜X＜Y B．元素的非金属性Z＞X＞Y C．Y的氢化物常温常压下为液态

D．X的最高价氧化物的水化物为强酸

5. 短周期主族元素X、Y、Z的单质m、n、p在通常状况下均为气态，并有下列转化关系(反应条件略去)：

其中双原子单质分子中，单质m含共用电子对数最多，甲含有10电子，乙含有18电子。下列说法正确的是

(

) A．X是同周期中非金属性最强的元素

B．元素X、Y、Z的原子半径大小关系为X

D．化合物丙是离子化合物，既含离子键又含共价键

答案：例1：B 课后检测答案：

1.

B

2.D

3.D

4.C

5.D 二【课堂检测】

－＋1．X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素。

X2和Y的核外电子排布相同；Z、W同周期，W原子是同周期主族元素中半径最小的，Z核外电子总数是最外层电子数的3倍。下列说法不正确的是

(

) A．单质的沸点：W＜Z

B．气态氢化物的稳定性：W＞Z C．简单离子半径：Z＞W＞X＞Y D．X的氢化物中不可能含有非极性共价键

2．短周期元素甲、乙、丙、丁、戊、己、庚在周期表中的相对位置如图(甲不一定在丁、庚的连线上)，戊、己分别是空气、地壳中含量最多的元素。下列判断正确的是

(

) A．甲一定是金属元素

B．气态氢化物的稳定性：庚>己>戊

C．乙、丙、丁的最高价氧化物的水化物可以相互反应

D．庚的最高价氧化物对应的水化物的酸性最强

3. 短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子的最外层有6个电子，Y是迄今发现的非金属性最强的元素，在周期表中Z位于ⅠA族，W与X属于同一主族，下列说法正确的是(

) A．元素X、W的简单阴离子具有相同的电子层结构

B．由Y、Z两种元素组成的化合物是离子化合物

C．W的简单气态氢化物的热稳定性比Y的强

D．原子半径：r(X)＜r(Y)＜r(Z)＜r(W) 4. 短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系正确的是(

)

A．氢化物沸点：W

B．氧化物对应水化物的酸性：Y>W

C．化合物熔点：Y2X3

D．简单离子的半径：Y

2.B

3.B

4.D