2019-2020年高中化學 專題五 元素周期律 元素周期表教案.doc
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2019-2020年高中化學 專題五 元素周期律 元素周期表教案 【專題要點】 元素原子結構決定了元素在周期表中的位置和元素的性質，反過來元素在周期表中的位置和元素的性質也反映出原子結構，因此元素在周期表中的位置、原子結構、元素性質三者之間存在著內在的必然聯(lián)系，元素周期表是學習化學的工具，認識元素周期律，掌握元素的“位、構、性”之間的關系對元素化合物的學習有積極的指導意義，元素周期律是中學化學學科內部起支撐作用的主干知識，也是高考每年必考知識 【考綱要求】 （1）了解元素、核素和同位素的含義。 （2）了解原子構成。了解原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關系 （3）了解原子核外電子排布。 （4）掌握元素周期律的實質。了解元素周期表（長式）的結構（周期、族）及其應用。 （5）以第3周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規(guī)律與原子結構的關系。 （6）以IA和VIIA族為例，掌握同一主族內元素性質遞變規(guī)律與原子結構的關系。 （7）了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質遞變的規(guī)律。 （8）了解化學鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成 【教法指引】 基本理論是化學主干知識，是學習元素化合物知識的理論基礎，是中學化學的靈魂。在高考中占有很重要的地位，是每年高考的熱點、重點和難點。復習本專題時注意元素的位構性三者關系在高考中經(jīng)常出現(xiàn)，應予以關注。建議復習時要全面、熟練地掌握元素周期表、元素周期表及其性質變化規(guī)律。原子結構與元素周期表的關系非常重要，解題時審題要仔細，題意要清楚，化學用語要準確，杜絕非知識性的錯誤 【知識網(wǎng)絡】 一、原子結構 1. 2. 元素、核素、同位素 （1）元素：具有相同質子數(shù)的同一類原子的總稱。包括質子數(shù)相同的各種原子或離子（游離態(tài)和化合態(tài)） （2）核素：具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素。 （3）同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。 二、元素周期律和周期表 1. 2. 元素“位一構一性”之間的關系 3. 判斷非金屬性的強弱 ①最高價氧化物對應水化物酸性強弱 ②與H2化合的難易及生成氫化物穩(wěn)定性 ③活潑非金屬能置換出較不活潑非金屬單質 ④陰離子還原性強弱 ⑤與變價金屬反應產(chǎn)物中金屬的價態(tài) ⑥電解時，在陽極先產(chǎn)生的為非金屬性弱的單質 4. 判斷金屬性的強弱 ①最高價氧化物水化物堿性強弱 ②與水或酸反應，置換出H2的難易 ③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ④陽離子氧化性強弱 ⑤原電池中負極為活潑金屬，正極為較不活潑金屬 ⑥電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬 ⑦依據(jù)元素周期表，同周期從左到右金屬性依次減弱，同主族從上到下依次增強 三、化學鍵 1. 離子鍵 共價鍵 概念 使陰、陽離子結合成化合物的靜電作用 原子之間通過共用電子所形成的相互作用 成鍵粒子 陰、陽離子 原子 成鍵性質 靜電作用 共用電子對兩原子的電性作用 成鍵條件 一般活潑金屬（IA、IIA族）與活潑非金屬（VIA、VIIA族）之間相互化合 通常同種非金屬原子或不同種非金屬原子之間 存在 離子化合物中一定存在離子鍵 ①非金屬單質的分子中（除稀有氣體外）②非金屬形成的化合物中③部分離子化合物中 影響因素 離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵就越強 原子半徑越小，共價鍵越強 2. 化學鍵的極性與分子的極性 （1）化學鍵極性取決于成鍵原子是否相同，分子的極性取決于分子的空間構型 CH4 NH3 H2O CO2 C2H2 H2O2 化學鍵極性 分子極性 空間構型 （2）相似相溶原理：極性分子組成的溶質易溶于極性分子組成的溶劑，非極性分子組成的溶質易溶于非極性分子組成的溶劑。 四、晶體分類與性質 1. 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 結構 組成粒子 陰、陽離子 分子 原子 金屬陽離子和自由電子 粒子間作用 離子鍵 范德瓦耳斯力 共價鍵 金屬鍵 物 理 性 質 熔沸點 較高 低 很高 有高有低 硬度 硬而脆 小 大 有大有小、有延展性 溶解性 一般易溶于極性溶劑，難溶于非極性溶劑 極性分子易溶于極性溶劑 不溶于任何溶劑 難溶（鈉等與水反應） 導電性 晶體不導電；能溶于水的其水溶液導電；熔化導電 晶體不導電，溶于水后能電離的，其水溶液可導電；熔化不導電 不良（半導體Si） 良導體（導電傳熱） 典型實例 NaCl、NaOH、Na2O、CaCO3 干冰、白磷、冰、硫磺 金剛石、SiO2、晶體硅、SiC Na、Mg、Al、Fe、Cu、Zn 2. 晶體熔沸點比較 ⑴不同類型晶體 原子晶體 > 離子晶體 > 分子晶體（金屬晶體不一定） ⑵同種類型晶體 離子晶體：化學式及結構相似時，離子的半徑越小，離子所帶的電荷越多，熔沸點就高 如：KF > KCl > KBr >KI，MgO > NaF 原子晶體：一般同種類型的原子晶體，原子半徑越小，共價鍵鍵長越短，共價鍵作用越強，則晶體的熔沸點越高。如：金剛石 > 金剛砂 > 晶體硅。 分子晶體：①組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，一般分子間作用力越強，熔沸點越高。如：O2 > N2，HI > HBr > HCl。 ②在同分異構體中，一般說，支鏈越多，對稱性越好，熔沸點越低。如正戊烷>異戊烷>新戊烷；鄰二甲苯>間二甲苯>對二甲苯 ③分子間氫鍵使物質的熔沸點升高。如：HF > HCl，H2O > H2S，NH3 > PH3，C2H5OH > C4H10。 金屬晶體：金屬晶體中金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬的熔沸點越高。如：Na < Mg< Al。 專題五 元素周期律 元素周期表 1. 短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置如圖所示，則下列說法正確的是（ ） A. X是活潑的非金屬 B. 三種元素中Y的非金屬性最強 C. Z的最高價氧化物的水化物是強酸 D. Y的最高價氧化物的水化物是一種強酸 2．下列敘述正確的是（ ） A．原子晶體中只存在非極性共價鍵 B．干冰升華時，分子內共價鍵會發(fā)生斷裂 C．由原子構成的晶體可以是原子晶體，也可以是分子晶體 D．只要含有金屬陽離子的晶體就一定是離子晶體 3．A、B、C、D、E均為短周期元素。A、B、C位于同一周期相鄰位置，它們分別與D形成的分子中都有10個電子，且A和C的原子序數(shù)之比為3︰4。E原子半徑是短周期元 素原子半徑最大的。則下列敘述正確的是（ ） A．A和C能形成共價化合物 B．由B、D原子構成的分子的結構是正四面體 C．E和C只能形成E2C 一種化合物 D．由A、B、C、D四種元素形成的化合物一定不屬于無機鹽 4. 下列說法中正確的是（ ） A. 非金屬原子組成的化合物不可能是離子化合物 B. ⅠA族元素的金屬性一定比ⅡA族元素的金屬性強 C. 同一主族元素組成的化合物一定是共價化合物 D. NH5中的所有原子的最外層都符合相應稀有氣體原子電子層結構，1molNH5中含有4NA個N—H鍵(NA表示阿伏加德羅常數(shù)的值) 5. 表中①～⑥為短周期元素及相應部分原子半徑的數(shù)據(jù)： 元 素 性 質 元 素 編 號 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 原子半徑（nm） a 0.075 b 0.110 c d 最 高 化 合 價 +6 +5 +5 +7 最 低 化 合 價 -2 -3 -2 -3 -1 -1 下列說法正確的是（ ） A. 元素①的最外層電子排布為2S22P4 B. 元素②氫化物與元素⑥氫化物之間反應形成化合物中只有極性鍵 C. 原子半徑：a＞d＞b＞c D. 非金屬性：元素⑤＞元素④＞元素① 6.（07北京理綜）X、Y為短周期元素，X位于IA族，X與Y可形成化合物X2Y，下列說法正確的是（ ） A．X的原子半徑一定大于Y的原子半徑 B．X與Y的簡單離子不可能具有相同的電子層結構 C．兩元素形成的化合物中，原子個數(shù)比不可能為1︰1 D．X2Y可能是離子化合物，也可能是共價化合物 X Y Z W 7．右圖表示元素周期表前四周期的一部分，關于元素X、Y、Z、W的敘述正確的是 ①X、Y的最高價氧化物的水化物酸性為Y
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