专题1——微观结构和物质的多样性.docVIP

学生： 教师: 日期: 班主任： 时段: 课题 专题1——微观结构与物质的多样性 教学目标 原子核外电子排布规律；掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较；理解离子键的概念，能用电子式表示离子化合物及其形成过程。 重难点透视 重点：难点：同素异形体、同分异构体、同位素三个概念 电子离核由 到 ，电子能量由 到 （三）核外电子排布的规律 电子总是从能量最低的电子层排起,然后由里往外排 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 2、各层最多能容纳的电子数目为2n2（n为电子层数） 3、最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。 [思考]还有哪些微粒有10电子？ 三、元素周期律 （一）元素周期律 1、电子层排列的周期性 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1~2 1 1 2 2 3~10 11~18 结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。 2、化合价的周期性变化 原子序数 最高正价或最低负价的变化 1~2 +1 3~10 +1 +4 +5 -4 -1 11~18 +1 +4 +5 +7 -4 -1 结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。 3、原子半径的递变规律 元素符号 H He 原子半径nm 0.037 元素符号 Li Be B C N O F Ne 原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。 （二）、微粒半径大小的比较 1、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。 同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。 2、离子半径大小的比较 （1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力增强，半径减小。 （2）同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。 （3）同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子（三）元素周期律 1、第三周期元素性质变化规律 Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。 第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。2、同周期元素性质递变规律 从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 3、元素周期律 （1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。 （2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。 2．族 过渡元素： 第IA族：碱金属元素 第VIIA族：卤族元素 0族：稀有气体元素 五、元素周期表、元素周期律的应用 1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数 （2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。 3、元素周期律、元素周期表的应用 第二单元 微粒之间的相互作用力 强调：①直接相邻； ②强烈的相互作用。 2.分类：离子键、共价键。 二.离子键 1.概念：使阴阳离子结合成化合物的静电作用。 2.特点： ①成键微粒：阴阳离子 ②成键本质：静电作用（静电引力和静电斥力） 注：含有离子键的化合物就是离子化合物。 [思考] 哪些微粒之间容易形成离子键？ 1.活泼金属与活泼非金属的原子之间（例如：大部分的IA、IIA族与VIA、VIIA族元素的原子之间） 2.离子或离子团之间（例如：金属阳离子、NH4+与酸根离子之间） 3.表示——电子式：在元素符号周围用“ · ”或“×”来表示原子最外层电子的式子。 ①表示原子； ②表示简单离子； ③表示离子化合物及其形成 三、共价键 　　1 　　H2O；HF。 表示方法：②结构式：用“—”表示共用电子对，不用表示未成键电子 5.共价键的类型: ①极性键；②非极性键；③配位键。 非极性键和极性键的比较 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的共价键 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对