鲁科版高中化学必修第二册教材归纳梳理1原子结构元素周期律课件

(3)+ -
2.元素、核素、同位素、同素异形体
(1)元素:具有相同
的同一类原子的总称。
(2)核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的
。
(3)同位素:
相同而
不同的同一元素的不同原子互称为同位素,如
1 1
H
、12H
、13H。
(4)同素异形体:同一元素组成的
石、臭氧(O3)与氧气(O2)。
互称为同素异形体,如C60与金刚
(填“左”或“右”)边或
(填“上”或“下”)方元
本质
判断 依据
原子半径越小,原子越易得电子,元素非金属性越
(1)与H2化合越
,气态氢化物越
,元素非金属性越强
(2)单质氧化性越
或阴离子的还原性越
,元素非金
属性越强,如氧化性:Cl2>Br2>I2,则还原性:
>
>
(3)最高价氧化物对应水化物的酸性越
,元素非金属性越强
第3节 元素周期表的应用
一、基础知识过关
1.(1)Al与稀盐酸反应的离子方程式:
,Al与NaOH溶液反应
的离子方程式:
。
(2)Al2O3与稀盐酸反应的离子方程式: 液反应的离子方程式:
,Al2O3与NaOH溶 。
(3)AlCl3与少量NaOH溶液反应的离子方程式:
,与过量NaOH溶
液反应的离子方程式:
,与过量氨水反应的离子方程式:
。
(4)Al(OH)3与稀盐酸反应的离子方程式:
,与NaOH溶液反应
的离子方程式:
。
(5)Na[Al(OH)4]溶液中通入少量CO2: 方程式,下同),通入足量CO2: (1)2Al+6H+ 2Al3++3H2↑ 2Al+2OH-+6H2O
。 2[Al(OH)4]-+3H2↑
(2)单质与水或非氧化性酸(如盐酸)反应越
,元素金属性越强
(3)单质的还原性越
则氧化性:
>
或阳离子的氧化性越 >
,元素金属性越强,如还原性:Na>Mg>Al,
(4)最高价氧化物对应水化物的碱性越
,元素金属性越强
(5)若Xn++Y X+Ym+,则Y比X的金属性
(6)元素在周期表中的位置: 素的金属性强
(写离子
(2)Al2O3+6H+
2Al3++3H2O Al2O3+2OH-+3H2O
2[Al(OH)4]-
(3)Al3++3OH-
Al(OH)3↓ Al3++4OH-
[Al(OH)4]- Al3++3NH3·H2O
Al(OH)3↓+3NH
4
(4)Al(OH)3+3H+
Al3++3H2O Al(OH)3+OH-
(5)2[Al(OH)4]-+CO2
CO32 +2Al(OH)3↓+H2O [Al(OH)4]-+CO2
Al(OH)3↓
[Al(OH)4]HC O3+
2.(1)SiO2是
。SiO2与NaOH溶液反应的离子方程式: 。
(2)SiO2与氢氟酸(HF)反应的化学方程式为 ,此反应常被用来刻蚀玻璃。
(3)验证H2SiO3酸性比碳酸的弱: 表示)。
(4)> > 小于 小于 < <
二、易错易混过关 1.ⅤA族元素的最高正价与族序数相同。 ( √ ) 2.同周期金属元素的化合价越高,其原子失电子能力越强。 ( ✕ ) 3.某元素的原子最外层有1个电子,该元素一定是金属元素。 ( ✕ ) 4.电子层数多的微粒一定比电子层数少的微粒半径大。 ( ✕ ) 5.元素周期表中,第3周期元素的离子半径最小的是铝离子。 ( √ ) 6.焰色试验是金属元素特有的化学性质。 ( ✕ )
(1)核电荷数 (2)一种原子 (3)质子数 中子数 (4)不同单质
3.原子核外电子的排布规律
(1)电子总是尽可能地先排布在
的电子层上,然后由内向外依次排布在
的电子层上。
(2)原子核外第n层最多容纳的电子数是
;最外层电子数不超过
(K
层为最外层时电子数不超过
);次外层电子数不超过
,倒数第三层
电子数不超过
6.在过渡元素中可找到制造半导体材料的元素。 ( ✕ )
。
(1)能量较低 能量逐渐升高 (2)2n2 8 2 18 32
4.(1)画出下列微粒的结构示意图:
O2-
Na+
Cl-
(2)10e-微粒
单核微粒 : N3、O2、Ne、Na、 (写三种) 分子、离子 : NH3、HF、NH4、H3O、 (写四种)
(1)
(2)F-、Mg2+、Al3+
(2)用阴影标出碱金属元素的位置。
(3)将前四周期卤族元素的元素符号填入表中适当的位置。
(4)写出各周期元素的种数。
(5)写出稀有气体元素的原子序数。
(6)写出金属元素与非金属元素分界线处的金属元素符号。
3.微粒半径大小比较
(1)同一主族:原子半径从上到下逐渐
;简单离子半径从上到下逐渐
。
(2)同一周期:原子半径从左到右逐渐
(0族除外);简单阴离子半径
简单阳离子半径。
(3)具有相同核外电子排布的微粒,核电荷数越大则半径越小,如O2- F-
Na+
Mg2+
Al3+。
(4)同种元素的各种微粒,核外电子数越多,半径越大,如Fe
Fe2+
Fe3+;
阳离子半径
原子半径
阴离子半径,如H+
H
H-。
(1)增大 增大 (2)减小 大于
(3)> > > >
5.某种元素的相对原子质量取整数,就是其质量数。 ( ✕ )
6.金属原子失电子数目越多,还原性越强。 ( ✕ )
第2节 元素周期律和元素周期表
一、基础知识过关 1.元素性质的周期性变化是元素原子
呈周期性变化的必然结果。
核外电子排布 2.请在表中画出元素周期表的轮廓,并完成下列要求:
(1)标出周期数和族序数。
教材归纳梳理 过教材1 原子结构 元素周期律
第1节 原子结构与元素性质 一、基础知识过关 1.微粒符号周围数字的含义
(1)质量数(A)=
(Z)+
(N)。
(2)对于原子来说,原子序数=
=
=
。
(3)阳离子Xn+:质子数=核外电子数
n。
阴离子Xn-:质子数=核外电子数
n。
(1)质子数 中子数
(2)核电荷数 质子数 核外电子数
(用离子方程式
(1)酸性氧化物 SiO2+2OH(2)SiO2+4HF SiF4↑+2H2O
SiO32 +H2O
(3)SiO32+CO2&#元素金属性和非金属性强弱的判断方法
本质
判断 依据
原子半径越大,原子越易失电子,元素金属性越
(1)在金属活动性顺序中元素越靠前,金属性越
二、易错易混过关 1.H2SO3的酸性强于碳酸,则硫的非金属性强于碳。 ( ✕ ) 2.ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强。 ( ✕ ) 3.同主族元素自上至下,碱金属和卤族元素单质的熔、沸点都逐渐增大。( ✕ )
4.可根据气态氢化物的稳定性和酸性强弱,来判断非金属元素得电子能力强 弱。 ( ✕ ) 5.SiO2能与HF、NaOH溶液反应,SiO2是两性氧化物。 ( ✕ )
(4)元素在周期表中的位置: “下”)方元素的非金属性强
(填“左”或“右”)边或
(填“上”或
金属性比较:强 (1)强 (2)剧烈 (3)强 弱 Al3+ Mg2+ Na+ (4) 强 (5)强 (6)左 下 非金属性比较:强 (1)容易 稳定 (2)强 弱 I- Br- Cl- (3)强 (4)右 上
CH4、H2O、OH-、NH
2
二、易错易混过关
1.一种元素可能有多种核素,也可能只有一种核素,有多少种核素就有多少种原
子。 ( √ )
2.中子数不同而质子数相同的微粒一定互为同位素。 ( ✕ )
3.
35 17
Cl与
37 17
Cl得电子能力几乎相同。
(
√
)
4.同位素原子的化学性质几乎相同,物理性质不同。 ( √ )