高中化学：第一章物质结构元素周期律复习教案人教版必修2VIP免费

必修二第一章物质结构元素周期律复习导案一、基础知识回顾（一）原子结构与同位素1、原子的构成：a2、原子的表示方法：①原子可表示为，代表的意义是。②abXcd的含义：a代表，b代表，c代表，d代表。3、原子中各粒子存在的数据关系：①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。②电子关系：对于中性原子：核外电子数＝＝＝；对于阳离子：核外电子数＝；对于阴离子：核外电子数＝。4、元素、核素与同位素：（1）概念：①元素：具有相同的的原子的总称。②核素：具有一定数目的和一定数目的的一种。③同位素：相同而不同的同一元素的互称为同位素。（2）三者之间的关系：（二）元素周期表与元素周期律1、元素周期表的编排及结构（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从到排列；②将的各元素按递增的顺序从左到右排成一横行，称为一周期；③把的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行，称为一族。（2）周期表的结构：（3）元素周期表与原子结构的关系：周期序数＝；主族序数＝＝；主族元素的负化合价＝。2、元素周期律的实质及内容（1）元素周期律：元素的性质（、、、、等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是。（2）运用列表对比，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律项目同周期（左→右）同主族（上→下）①核电荷数逐渐逐渐②电子层数逐渐③原子半径逐渐逐渐④离子半径阳离子半径逐渐；阴离子半径逐渐逐渐⑤化合价最高正价由+1→+7；最低负化合价＝－(8－主族序数)大多相同；最高正化合价＝族序数⑥元素的金属性和非金属性金属性逐渐；非金属性逐渐金属性逐渐；非金属性逐渐⑦离子的氧化性和还原性阳离子的氧化性逐渐；阴离子的还原性逐渐；阳离子的氧化性逐渐；阴离子的还原性逐渐⑧气态氢化物的稳定性逐渐逐渐⑨最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐；酸性逐渐碱性逐渐；酸性逐渐（三）化学键1、化学键：在原子结合成分子时，叫做化学键。化学反应的过程，本质上就是的断裂和的形成的过程。2、离子键和共价键的比较：键型概念特点形成条件存在离子键阴、阳离子间通过所形成的化学键阴、阳离子间的相互作用和通过电子的形成化合物共价键非极性键原子间通过共用电子对而形成的化学键共用电子对原子的电子配对成键非金属单质、某些化合物极性键共用电子对原子的电子配对成键共价化合物、某些离子化合物二、规律方法总结1、元素金属性与非金属性的判断规律（1）元素金属性的判断规律①在同一周期中，从左到右元素的金属性逐渐减弱；在同一主族中，从上向下元素的金属性逐渐增强。②金属与水（或酸）反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。③氢氧化物的碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。例如，碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则元素的金属性：Na＞Mg＞Al。④金属单质和另外金属盐溶液的置换反应。（2）元素非金属性的判断规律①在同一周期中，从左向右元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上向下元素的非金属性逐渐减弱。②若该水化物的酸性越强，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。例如，酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4(强酸)＞H3PO4(中强酸)＞H4SiO4(弱酸)，则元素的非金属性Cl＞S＞P＞Si。③若容易生成气态氢化物，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。④若氢化物越稳定，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。⑤非金属单质和另外非金属盐溶液的置换反应。2、微粒半径大小的比较规律（1）同种元素微粒的半径比较①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na+)＜r(Na)；②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl-)＞r(Cl)；③同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小如r(Fe2+)＞r(Fe3+)。（2）不同元素微粒半径的比较①同周期元素，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴半径均渐小(仅限主族元素)，如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(S)＞r(Cl)；②同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)，r(F-)＜r(Cl-)＜r(Br-)＜r(I-)；③电子层结构相同的不同粒子，其半径比较规律是核电荷数越大，半径越小，r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K+)＞r(Ca2+)。3、具...