人教版（2019）高中化学必修一第四章 《物质结构 元素周期律》单元复习课件

这是一份人教版（2019）高中化学必修一第四章 《物质结构 元素周期律》单元复习课件，共43页。

单元复习第四章 物质结构 元素周期律人教版（2019）高中化学必修一建构知识网络知识网络一、原子结构与元素周期表原子的种类(核素)元素的化学性质质子（核电荷数）元素的种类中子同位素电子排布排布规律能量最低原理各电子层最多容纳的电子数是2n2(n≥1)最外层电子数≤8、次外层电子数≤18原子(或离子)结构示意图与元素性质的关系最外层电子数＜4⇒金属(限主族元素，硼、氢除外)最外层电子数≥4⇒非金属(限短周期)最外层电子数为8⇒稀有气体元素(氦除外)表示方法知识网络二、元素周期表元素周期表原则：元素周期律横行：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列纵列：最外层电子数相同的元素按电子层数递增顺序从上到下排列短周期（3个）(一、二、三周期)长周期（4个）(四、五、六、七周期)主族(ⅠA族～ⅦA族)副族(ⅢB族～ⅦB族、ⅠB族～ⅡB族、第Ⅷ族)0族(稀有气体元素)同周期元素性质递变规律（相似性和递变性）同主族元素性质递变规律（相似性和递变性）知识网络三、元素周期律元素周期律原子结构的周期性结构变化电子层数、最外层电子数原子半径原子得、失电子的能力化合价电子层数和最外层电子数多少金属性单质与水、酸反应置换出氢气的难易最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱非金属性与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性、还原性；最高价含氧酸的酸性的强弱核外电子排布、原子半径、主要化合价呈周期性变化知识网络三、化学键化学键离子键共价键阴、阳离子原子离子化合物极性共价键非极性共价键共价化合物非金属单质电子式结构式共价键离子键和共价键突破重、难点知识【知识点1】原子结构、核素1.核外电子排布规律（1）电子层：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。我 们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。（2）电子层与能量：由近到远由低到高【知识点1】原子结构、核素1.核外电子排布规律（3）原子核外电子排布规律—含有多个电子的原子①核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）；②每个电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数）③最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）④次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个）⑤倒数第三层电子数目不能超过32个（K层为倒数第三层时不能超过2个）【知识点1】原子结构、核素1.核外电子排布规律（4）表示方法—原子结构示意图： 【温馨提示】①简单离子中，质子数与核外电子数的关系②与Ne电子层结构相同的阳离子有：Na＋、Mg2＋、Al3＋；阴离子有：F－、O2－、N3－等。【知识点1】原子结构、核素2.“8电子稳定结构”的判断方法（1）经验规律法：①分子中的氢原子不满足8电子结构；②一般来说，在ABn 型分子中，若某元素原子最外层电子数＋|化合价|＝8，则该元素原子的最外层 满足8电子稳定结构。如CO2分子中，碳元素的化合价为＋4，碳原子最外层电 子数为4，二者之和为8，则碳原子满足最外层8电子稳定结构，同理知氧原子 也满足最外层8电子稳定结构。（2）成键数目法：若该原子达到所需成键数目，则为8电子结构，若未达到或 超过所需成键数目则不为8电子结构，如PCl5中的P，BeCl2中的Be。【知识点1】原子结构、核素3.核素　同位素（1）元素（质子数决定种类）：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。（2）核素（质子数和中子数决定）：具有一定数目质子和一定数目中子的一种 原子。（3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 在元素周期表中占有相同的位置。特征：①一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。 【知识点1】原子结构、核素3.核素　同位素常见同位素的用途：4.元素、核素、同位素、同素异形体的联系【典例1】下列叙述正确的是（ ） A．电子的能量越低，运动区域离核越远 B．某原子K层上只有一个电子 C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子 D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子B【解析】A．电子的能量越低，运动区域离核越近，电子的能量越高，运动区域离核越远，A错误；B．氢原子K层上只有一个电子，B正确；C．氦为稀有气体元素，其最外层只有2个电子，C错误；D．由电子的排布规律可知，M层最多排18个电子，但为最外层时，最多可排8个电子，D错误；故选B。【典例2】2021年，我国发布了《医用同位素中长期发展规划》，对提 升医用同位素相关产业能力水平、保障健康中国战略实施有重要意义。 医用同位素有14C、18F、131I等，有关说法不正确的是（ ）A．18F位于第2周期第ⅦA族 B．18F和131I具有相同的最外层电子数C．14C可用于考古断代 D．化合物1H18F的中子总数为10D【解析】A．18F的质子数为9，位于第2周期第ⅦA族，A项正确；B．18F和131I都属于第ⅦA族，最外层电子数相同，B项正确；C．碳14鉴定即放射性碳定年法，是利用在自然界中广泛存在的碳14来测量“动物和植物”的年龄，C项正确；D．1H18F的中子总数为(1-1)+(18-9)=9，D项错误；答案选D。编排原则结构元素性质变化规律原子半径、化合价、得失电子能力同周期、同主族变化规律元素周期表周期（7个）族（16个）短周期（3个）第1、2、3周期;长周期（4个）第4、5、6、7周期主族：IA（碱金属—氢除外）~VIIA（卤族）副族（过渡元素）：IB~VIIB VIII族：第8、9、10 三个纵列0族：稀有气体横行—电子层数相同，按原子序数递增的顺序从左到右排列；纵行—最外层电子数相同，按电子层数递增的顺序由上而下排列。【知识点2】元素周期表与元素性质1.元素周期表【知识点2】元素周期表与元素性质【温馨提示】①同周期相邻主族元素的“序数差”规律：除第ⅡA族和第ⅢA族外， 其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素，其原子序数差为： 第二、三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 ②同主族相邻元素的“序数差”规律：第二、三周期的同族元素原子序数相差8； 第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其 它族相差18；第四、五周期的同族元素原子序数相差18；第五、六周期的同族元 素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、七周期的同族元素原子序 数相差32。 ③奇偶差规律：若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数， 反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数， 其化合价视为0。【知识点2】元素周期表与元素性质2．碱金属元素（1）原子结构的特点： ①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子， ②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。（2）相似性和递变性①相似性：原因：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属性，化合价都是+1价。【知识点2】元素周期表与元素性质②递变性：原因：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。【温馨提示】碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质反应越来越剧烈。4Li+O2 2Li2O 、2Na+O2 Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑【知识点2】元素周期表与元素性质（3）碱金属物理性质相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性 也都很好；碱金属的密度。递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸 点逐渐降低。【知识点2】元素周期表与元素性质3．卤族元素（1）原子结构的特点： （2）卤素单质的物理性质随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。 【知识点2】元素周期表与元素性质（3）卤素单质与氢气反应【温馨提示】随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。【知识点2】元素周期表与元素性质（4）卤族元素的相似性和递变性相似性：原因：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均为－1价。递变性：原因：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐增大，元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，卤素单质的氧化性逐渐减弱。【典例1】下列关于元素周期表的叙述不正确的是（ ） A．元素周期表有7个横行，称为七个周期 B．元素周期表的18个纵行，分为16个族 C．周期表中同周期第ⅡA族与第ⅢA族原子序数一定相差1 D．周期表中元素种类最多的族是ⅢB族C【解析】A．元素周期表有7个横行，这个7个横行代表7个周期，故A说法正确；B．根据元素周期表的结构，元素周期表有18个纵行，Ⅷ族占有3列，因此有16个族，故B说法正确；C．第二周期、第三周期第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差1，第四周期、第五周期两族原子序数相差11，第六周期、第七周期两族原子序数相差25，故C说法错误；D．ⅢB族元素包括镧系和锕系，因此周期表元素种类最多，故D说法正确；故选C。【典例2】以下关于锂、钠、钾、铷、铯的叙述正确的是(　　) ①氢氧化物中碱性最强的是CsOH ②单质熔点最高的是铯 ③它们都是 热和电的良导体 ④它们的密度依次增大，且都比水轻 ⑤它们的还原性 依次增强 ⑥它们对应阳离子的氧化性依次增强 A．①③ B．②⑤ C．②④⑥ D．①③⑤D 【解析】①碱金属从上到下，最高价氧化物对应水化物碱性越强，氢氧化物中碱性最强的是CsOH，故①正确；②从上到下，金属的熔点逐渐降低，单质熔点最高的是Li，故②错误；③碱金属是热和电的良导体，故③正确；④碱金属密度具有增大趋势，但钠的密度大于钾的密度，铷、铯密度比水大，故④错误；⑤从上到下金属性增强，还原性依次增强，它们对应阳离子的氧化性依次减弱，故⑤正确⑥错误D。【知识点3】元素周期律1．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外)【知识点3】元素周期律【知识点3】元素周期律2.元素的金属性和非金属性强弱的判断【知识点3】元素周期律2.元素的金属性和非金属性强弱的判断【温馨提示】①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不能根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O=O双键，比Cl—Cl单键难断裂。 【知识点3】元素周期律3.“位、构、性”三者的关系元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。【知识点3】元素周期律4.“四同法”比较微粒半径的大小（1）同周期—“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。（2）同主族—“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。（3）同元素不同微粒半径①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)r(Cl)。②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)As>P B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3 C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D．Ga(OH)3的化学性质可能与Al(OH)3相似C 【解析】Ga和As同一周期，原子序数：As>Ga，原子半径：Ga>As，As在同主族，所以原子半径：Ga>As>P，A正确；非金属性：N>P>As，热稳定性：NH3>PH3>AsH3，B正确；非金属性：S>P>As，所以非金属性：S>P>As，酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，C错误；镓(Ga)与Al同族，与Al性质相似，氢氧化铝是两性氢氧化物，Ga的金属性虽然比Al强，但可能具有两性，D正确。【典例2】已知：a、b、c、d为四种短周期主族元素。其中a元素存在一 种没有中子的原子，b原子的L层电子数为4，C2的密度是相同状况下氢 气密度的16倍，d与c同主族。下列说法中正确的是（ ） A．c的最高正价为+6价 B．原子半径：d>b>c>a C．最简单氢化物的沸点：b>c D．a、c、d形成的化合物属于强酸B【解析】a为H元素，b原子的L层电子数为4，b为C元素，C2的密度是相同状况下氢气密度的16倍，c为O元素，d与c同主族，d为S元素。A． c为氧元素，氧没有+6价，故A错误；B． 周期表中同主族从上到下，同周期从右到左，原子半径增大，原子半径：S>C>O>H，故B正确；C． 水分子间形成氢键，最简单氢化物的沸点：H2O>CH4，故C错误； D． a、c、d形成的化合物H2SO4 属于强酸，H2SO3 属于强酸，故D错误；故选B。知识点4、化学键1、离子键和离子化合物（1）离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。成键要素：①成键微粒—阳离子和阴离子；②成键本质—静电作用（包括引力和斥力）；③成键元素—一般是活泼金属与活泼非金属。形成过程：知识点4、化学键（2）离子化合物：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。常见类型：强碱（NaOH、Ba(OH)2等）、大多数盐（如NaCl、KNO3、NH4Cl等）、活泼金属氧化物（如NaO、CaO等）。存在：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物。【温馨提示】①离子化合物中不一定含金属元素，如：NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；②含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，如：AlCl3是共价化合物；③离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如：NaOH、ZnSO4、Na2O2等。 知识点4、化学键2.共价键和共价化合物（1）共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。形成过程（微观）—以氯气为例：成键要素：①成键微粒—原子；②成键本质—共用电子对与成键原子的静电作用；③成键元素—一般是同种或不同种非金属元素。共价键非极性键极性键不同原子、共用电子对偏移。如H-H键相同原子、共用电子对不偏移。如H-Cl键分类：——知识点4、化学键（2）共价化合物：通过共用电子对形成的化合物。常见类型：非金属氢化物，如NH3、H2S、H2O；非金属氧化物，如CO、CO2、SO3；酸，如H2SO4、HCl；大多数有机化合物，如CH3CH2OH等。（3）共价分子结构的表示方法①电子式共价分子：形成过程：知识点4、化学键②结构式：化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫做结构式。【温馨提示】判断离子化合物与共价化合物的方法（1）根据类型判断：①绝大多数盐都是离子化合物,少数盐是共价化合物（AlCl3）；②强碱是离子化合物,弱碱是共价化合物（NH3·H2O）；③活泼金属的氧化物、过氧化物是离子化合物,其他元素的氧化物、过氧化物一般是共价化合物；④活泼金属的氢化物是离子化合物,其他元素的氢化物多是共价化合物。（2）根据导电性判断：熔融状态下能导电的化合物是离子化合物,熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物。（3）根据化合物的熔、沸点判断：熔、沸点比较高或很高的化合物可能是离子化合物,而熔、沸点较低或很低的化合物可能是共价化合物。 知识点4、化学键3.离子化合物与共价化合物的比较由离子键构成的化合物以共用电子对形成分子的化合物阴、阳离子原子共价键离子键较高一般较低，少部分很高(如SiO2)熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)熔融状态或水溶液导电【典例1】关于化合物和化学键的描述，下列说法正确的是（ ） A．熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物 B．金属元素与非金属元素一定形成离子化合物 C．像NaCl这样，通过Na+、Cl-之间的吸引力所形成的化学键称 为离子键 D．在化合物MgCl2中，两个氯离子之间不存在离子键D【解析】A．能导电的物质不一定是电解质，如金属单质能导电，但不是电解质，A错误；B．金属元素和非金属元素也有可能形成共价化合物，如AlCl3，B错误；C．阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键称为离子键，静电作用包括静电引力和静电斥力，C错误；D．氯化镁电子式为  ，两个氯离子不靠近，不存在离子键，D正确；故选D。【典例2】我国科学家开发一种光学晶体M，其结构如图。M由短周期 主族元素X、Y、Z、W组成，其中X和Y的质子数之和等于Z原子的电 子数，Y和Z同周期，Z和W同主族。下列说法正确的是（ ） A．简单氢化物的还原性Z>W B．原子半径：Y>Z>X C．四种元素形成的化合物一定是共价化合物 D．Y、W的氧化物对应的水化物都是强酸【解析】X为H元素，Y为N元素，Z为O元素，W为S元素，据此回答。A．H2S的还原性比H2O的强，即简单氢化物的还原性W>Z，A错误；B．同周期从左向右半径递减，又氢原子半径最小，故原子半径N>O>H，即Y>Z>X，B正确；C．四种元素可以形成硫酸铵，其为离子化合物，C错误；D．HNO2、H2SO3等都是弱酸，D错误； 故选B。B课程结束