包含
1、第1章 第1节 第1课时 元素周期表46张
2、第1章 第1节 第2课时 元素的性质和原子结构57张
3、第1章 第1节 第3课时 核素41张
4、第1章 第2节 第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律60张
5、第1章 第2节 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用45张
6、第1章 第3节 化学键56张
(共46张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第1课时 元素周期表
新课情境呈现
1869年以前，科学家已经陆续发现了63种元素，这些元素之间似乎没有任何联系，好像互不相干。
俄国科学家门捷列夫(Dmitry Ivanovich Mendeleev,1834～1907)在前人工作的基础上，对元素及其性质进行了系统的研究，他将当时已知的63种元素依据相对原子质量大小规律进行排列，制成的表格成为现代元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功预测了当时尚未发现的元素(镓、钪、锗)。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷数决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷数(即质子数)排列，经过多年修订后才成为当代的元素周期表。
随着人们对元素地进一步认识，元素周期表得到了完善，现在元素周期表已经成为人们研究化学、研究物质的一个必备的工具。
在化学学科领域中使用的元素周期表提供的信息更突出了元素的原子结构信息。
让我们走进教材，充分认识元素周期表。
课前新知预习
一、元素周期表的出现和发展
1．元素周期表的出现和发展：
2．原子序数：
(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系。
原子序数＝核电荷数＝__________＝______________。
质子数
核外电子数
二、认识元素周期表的结构
1．编排原则：
2．周期表中周期的划分和一般特点：
7
电子层数
电子层数
3
1、2、3
4
4、5、6、7
个数 元素周期表中有7个横行，共有__________个周期
特点 同周期中的元素的__________相同
周期序数＝__________
分类 短周期 共有__________个，包括第__________周期
长周期 共有__________个，包括第__________周期
3.周期表中族的特点和划分：
18
16
最外层电子数
7
ⅠA、ⅡA、ⅢA、
ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族
7
8、9、10
18
8
个数 元素周期表中有__________个纵行，共有__________个族
特点 主族元素的族序数＝__________
分类 主族 共有__________个，包括__________________ _____________________
副族 共有__________个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族 包括第__________三个纵行
0族 占据元素周期表的第__________纵行，最外层的电子数为__________(He是2)
4.常见族的特别名称：
请将族所含元素与其名称用线连接。
①第ⅠA族(除氢) a．稀有气体元素
②第ⅦA族 b．碱金属元素
③0族 c．卤族元素
答案：①—b ②—c ③—a
预习自我检测
1．19世纪中叶，俄国化学家门捷列夫的突出贡献是( )
A．提出原子学说 B．编制出第一张元素周期表
C．提出分子学说 D．发现氧气
解析：俄国化学家门捷列夫发现元素周期律，并编制出第一张元素周期表，所以选B。
B
2．第5周期ⅡA族元素的原子序数为( )
A．36 B．37
C．38 D．39
C
3．铝元素在周期表中的位置是( )
A．第2周期ⅣA族 B．第3周期ⅢA族
C．第3周期ⅥA族 D．第2周期ⅢA族
B
4．下列各组元素中，属于同一主族的是( )
A．C、Si B．N、Si
C．S、Cl D．O、F
解析：同一主族元素最外层电子数相等，C与Si的最外层电子数都是4，所以选A。
A
5．下列各组元素处于同一周期的是( )
A．Cl、S、N B．S、Si、Na
C．F、C、Al D．H、He、O
解析：Cl和S均为第3周期元素，而N为第2周期元素，故A错误；S、Si、Na均为第3周期元素，故B正确；F和C为第2周期元素，而Al为第3周期元素，故C错误；H、He为第1周期元素，O为第2周期元素，故D错误。
B
6．(2019·哈尔滨高一检测)下列原子序数所表示的元素一定在周期表中第ⅢA族的是( )
A．54 B．116
C．81 D．88
解析：Ⅲ是奇数，第ⅢA的元素的原子序数都是奇数。题中四个选项中只有C选项的原子序数是奇数，答案选C。
C
课堂探究研析
问题探究：
知识点1 元素周期表的结构
探究提示：1.周期序数＝电子层数；主族族序数＝最外层电子数。
2．第3列。因为第3列包含镧系元素和锕系元素。
知识归纳总结：
1．周期(每一横行)：
类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 稀有气体原子序数 位置与结构的关系
短周期 1 H～He 2 1 2 周期序数＝电子层数
2 Li～Ne 8 2 10
3 Na～Ar 8 3 18
长周期 4 K～Kr 18 4 36
5 Rb～Xe 18 5 54
6 Cs～Rn 32 6 86
7 Fr～Uuo 32 7 118
2．族(每一纵行)：
族 族名 类名 最外层电子数 规律
周期表中有18个纵行，除第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族；周期表中包括7个主族，7个副族，一个0族，一个Ⅷ族 7个主族 第ⅠA族 氢元素和碱金属元素 1 ①主族的族序数＝最外层电子数
②同一主族元素的原子最外层电子数相同，且自上而下电子层数递增
第ⅡA族 碱土金属元素 2
第ⅢA族 硼族元素 3
第ⅣA族 碳族元素 4
第ⅤA族 氮族元素 5
第ⅥA族 氧族元素 6
第ⅦA族 卤族元素 7
族 族名 类名 最外层电子数 规律
周期表中有18个纵行，除第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族；周期表中包括7个主族，7个副族，一个0族，一个Ⅷ族 0族 稀有气体元素 2或8 ①主族的族序数＝最外层电子数
②同一主族元素的原子最外层电子数相同，且自上而下电子层数递增
过渡元素 7个副族 第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族 1～2
第Ⅷ族 第8、9、10三个纵行 1～2(Pd除外)
3.过渡元素：
元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共68种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
下列有关元素周期表的说法正确的是( )
A．元素周期表含元素种类最多的族是第ⅢB族
B．除短周期外，其他周期均有18种元素
C．副族元素既有金属元素又有非金属元素
D．第ⅡA族与第ⅢA族相邻
解析：第ⅢB族中包含锕系与镧系元素，共有32种元素，A项正确；除短周期外，其他周期不一定均有18种元素，例如第6、7周期都是32种元素，B错误；副族元素全部为金属元素，C项错误；第ⅡA族与第ⅢA族之间隔着7个副族和一个第Ⅷ族(3个纵行)共10个纵行，D项错误。
典例 1
A
〔变式训练1〕(2019·学业水平模拟)下列关于元素周期表的叙述中不正确的是( )
A．周期表中的第Ⅷ族属于副族
B．第ⅠA族元素原子最外层只有一个电子
C．第ⅡA族中无非金属元素
D．金属元素的种类比非金属元素多
解析：周期表中7个主族，7个副族，一个“0”族，一个第Ⅷ族，A项不正确。
A
知识点2 元素周期表在元素推断中的作用
探究提示：1.可以先写出它们的原子结构示意图，然后根据电子层数确定周期数；根据最外层电子数确定主族序数。比如K是19号元素，有4个电子层，所以在第四周期；最外层有1个电子，所以在第ⅠA族。
2．因为54<82<86，故该元素位于第六周期；82与86最接近，有82－86＝－4，故该元素位于倒数第5列或顺数第14列，即第ⅣA族，故该元素位于第六周期第ⅣA族。
知识归纳总结：
1．利用元素的位置与原子结构的关系推断(本方法常用于确定原子序数小于18的元素)：
一般应用规律：
2．元素周期表中原子序数的特点：
(1)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2)同主族相邻两元素原子序数的差的情况。
①若为第ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差等于上周期元素所在周期的元素种类数。
②若为第ⅢA族至0族元素，则原子序数的差等于下周期元素所在周期的元素种类数。
(3)求差值定族数。
①若元素的原子序数比相应的0族元素多1(或2)，则该元素应处在0族元素所在周期的下一周期的ⅠA(或ⅡA)族。
②若元素的原子序数比相应的0族元素少1～5时，则该元素位于与0族元素同一周期的第ⅦA族～第ⅢA族。
③若元素的原子序数比相应的0族元素差其他数，则由相应的差数得出相应的族序数。
典例 2
D
解析：这几种元素为短周期元素，根据元素周期表中，X和Y位于第2周期，且原子序数相差1，Z和W位于第3周期且原子序数相差1，且X和Z属于同一主族，其原子序数相差8，Y和W位于同一主族，其原子序数相差8。如果X是氧元素，则Z为硫元素，氧元素原子序数是8，硫元素原子序数是16，所以Z的原子序数可能是X的两倍，故A正确；如果Y是氖元素，则Z为氯元素，故B正确；由以上分析可知，C项正确；W可能为金属元素，也可能为非金属元素，D项错误。
〔变式训练2〕(2019·枣庄高一检测)81号元素所在周期和族是( )
A．第6周期ⅣA族
B．第6周期ⅢB族
C．第7周期0族
D．第6周期ⅢA族
D
核心科学素养
确定元素在周期表中位置的四种方法
1．结构简图法：本方法常用于确定原子序数小于18或已知某微粒核外电子排布的元素。其步骤为原子序数→原子结构简图→“电子层数＝周期数”和“最外层电子数＝主族序数”。
2．区间定位法：对于原子序数较大的元素，若用结构简图法确定，较复杂且易出错，可采用区间定位法。其原理：首先，要牢记和周期对应的0族元素的原子序数，从第1周期到第7周期0族元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118；其次，要熟悉元素周期表中每个纵行对应的族序数：如ⅠA、ⅡA族为第1、2列，ⅢB～ⅦB是第3～7列，Ⅷ族是第8～10列，ⅠB、ⅡB为第11、12列，ⅢA～ⅦA为第13～17列，0族是第18列。具备了上述知识，便可按下述方法进行推断：
(1)比大小，定周期。比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数的大小，找出与其相近的0族元素，那么，该元素就和原子序数大的0族元素处于同一周期。
(2)求差值、定族数。用该元素的原子序数减去比它小而相近的0族元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数。由元素所在的纵行数可推出其所在的族。
注：如果有第6、7周期的元素，用原子序数减去比它小而相近的0族元素的原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84－54－14＝16，即在16纵行，可判断为ⅥA族，第6周期。
3．相同电子层结构法：主族元素的阳离子与上一周期的0族元素原子的电子层结构相同；主族元素的阴离子与同周期的0族元素原子的电子层结构相同，要求掌握氦式结构、氖式结构等。
4．特殊位置法：根据元素在周期表中的特殊位置，如周期表中的第1行、第1列、右上角、右下角等来确定。
D
(共57张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第2课时 元素的性质和原子结构
新课情境呈现
人体中的化学元素
我们人体是一个有机体，主要是由碳、氢、氧元素组成的，除此之外，在人体组织和体液中含有很多其他的元素，某些元素在人体中的含量虽然不高，但却都是人体中不能缺少的元素。
你知道人体中所含的各元素在周期表中的位置吗？它们具有什么样的性质呢？
课前新知预习
Li、Na、K
原子结构特点如下：
(1)相似性：最外层电子数都是__________。
(2)递变性：Li→Cs，核电荷数__________，电子层数__________，原子半径__________。
点拨：最外层电子数是1的原子不一定是碱金属元素，还可能是氢原子。
1
增大
增多
增大
2．单质的物理性质：
银白
小
低
增大
降低
元素 Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大)
相同点 除铯外，其余都呈__________色，它们都比较软，有延展性，密度较__________，熔点较__________，导电、导热性强
递变规律 密度 逐渐__________(钠、钾反常)
熔、沸点 逐渐__________
个性特点 ①铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
Li2O
Na2O
Na2O2
ⅦA
7
增大
增多
增大
淡黄绿
黄绿
深红棕
紫黑
增大
升高
3．单质的化学性质：
(1)与H2的反应
①相似性：与H2在一定条件下均反应生成HX。
②递变性：由F2―→I2与氢气化合越来越__________。
反应程度越来越弱，生成的氢化物越来越__________。
难
不稳定
橙红
Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2
紫红
Cl2＋2KI===2KCl＋I2
紫红
Br2＋2KI===2KBr＋I2
点拨：在卤族单质的置换反应实验中，加入CCl4的目的是萃取和分层。
三、同主族元素的性质与原子结构的关系
预习自我检测
1．钾的金属活动性比钠强，根本原因是( )
A．钾的密度比钠小
B．钾的熔点比钠低
C．钾原子比钠原子多一个电子层
D．加热时，钾比钠更易气化
解析：原子电子层数越多，半径越大，失电子能力强，金属活动性强，C项正确。
C
2．下列单质熔点最高的是( )
A．F2 B．Cl2
C．Br2 D．I2
解析：气体单质的相对分子质量越大，熔点越高，F2为38，Cl2为71，Br2为160，I2为254。
3．下列金属与水反应最剧烈的是( )
A．Li B．K
C．Rb D．Cs
解析：半径大小顺序为LiD
D
4．砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的递变规律，对砹及其化合物的叙述，正确的是( )
A．气态氢化物的稳定性：HAt>HI
B．通常状况下，砹单质的沸点小于碘单质
C．砹原子的最外电子层上有7个电子
D．砹单质易溶于水
解析：砹位于周期表中第六周期，ⅦA族，最外层电子数等于族序数，C项正确。
C
5．(2019·四川成都高一期中)卤族元素的下列性质与它们原子的最外层电子数无关的是( )
A．都能与钠反应 B．都可以形成无氧酸
C．氟没有正价 D．均可形成氢化物
解析：氟是最活泼的非金属元素，没有正价。
C
6．(2019·济南四中高一检测)甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与氢气化合；②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是( )
A．只有④ B．只有⑤
C．①②③ D．①②③④⑤
解析：元素非金属性强弱与原子得电子数多少无关，得电子数目多并不一定非金属性强，如非金属性：Cl>S，④错；熔、沸点是物理性质，不是判断非金属性强弱的依据，⑤错；①②③正确。
C
课堂探究研析
知识点1 碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性
探究提示：1.说明Li、Na、K活动性依次增强；保存钾时保存在煤油中，以避免与空气中的O2、H2O反应。
2．碱金属元素原子的最外层电子数都相等，但从Li到Cs，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
下列各组比较不正确的是( )
A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈
B．还原性：K>Na，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠
C．熔、沸点：Li>Na>K
D．碱性：LiOH典例 1
B
解析：A中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B中还原性：K>Na>Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应；C中碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li>Na>K>Rb>Cs；D中从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH〔变式训练1〕关于铯及其化合物的以下说法中不正确的是( )
A．氢氧化铯是一种强碱，比KOH的碱性强
B．铯与水或酸溶液反应剧烈，都生成氢气
C．Cs的还原性比Na强，故Na＋的氧化性大于Cs＋
D．Cs的金属性小于K
解析：K，Cs都位于ⅠA族，半径KD
知识点2 卤族元素性质的相似性和递变性
探究提示：1.它们最外层都有7个电子，都易得一个电子达到稳定结构，但它们的原子半径依次增大，得电子能力逐渐减弱。
2．F2的氧化性强于Cl2，但由于F易与H2O反应：2F2＋2H2O===4HF＋O2，故F2通入NaCl溶液中得到O2而不是Cl2。
知识归纳总结：
1．相似性：
(2)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4＞HBrO4＞HIO4。
点拨：卤素单质性质中的特殊情况
(1)F2能与水反应，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。因此，F2不能从溶液中置换出其他卤素单质。
(2)通常情况下，氟没有正价，所以氟没有含氧酸。
(3)溶解性：通常情况下，除F2外，卤素单质在水中的溶解度都不大，但是均易溶于有机溶剂。
(4)卤素单质都有毒，液溴易挥发，保存时常用水密封。
卤素是最活泼的一族非金属元素，下列关于卤族元素的说法正确的是( )
A．卤素单质只具有氧化性
B．从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次减小
C．从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子的得电子能力依次减弱
D．卤素单质与H2化合的难易程度为F2典例 2
C
解析：卤素单质在氧化还原反应中，化合价既可以升高也可以降低，所以既具有氧化性，也具有还原性，A项错误；卤素原子从F到I，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，故B项错误，C项正确；单质与H2化合的难易程度为F2>Cl2>Br2>I2，D项错误。
〔变式训练2〕下列叙述中正确的是( )
A．卤族元素是典型的非金属元素，因此其单质不能与其他非金属元素单质反应
B．卤素单质的最外层电子数都是7
C．卤族元素单质都能与水剧烈反应
D．卤族元素单质都能和氢气反应，且气态氢化物的稳定性随单质氧化性的增强而增强
解析：A项，卤族元素单质可以与其他非金属元素单质反应，如氯气与氢气可以反应，错误；B项，卤素原子最外层有7个电子，而不是单质最外层有7个电子，错误；C项，卤族元素单质从上到下氧化性逐渐减弱，与水反应的剧烈程度也逐渐减弱，C错误。
D
知识点3 元素的金属性和非金属性强弱的判断
2．非金属性强弱的判断：
(1)据元素周期表判断。
同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。
(2)据单质及其化合物的性质判断。
①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。
②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来：如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。
(4)据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如还原性：Cl－点拨：判断元素的非金属性“三不能”和“三应该”
(1)不能根据氢化物水溶液的酸性强弱判断元素的非金属性强弱，应该根据氢化物的稳定性或还原性判断，如酸性：HFCl>Br>I。
(2)不能根据元素含氧酸的酸性强弱判断元素的非金属性强弱，应该根据最高价氧化物对应水化物(最高价含氧酸)的酸性判断。
(3)利用金属阳离子的氧化性比较金属性时，不能使用Fe3＋而应根据Fe2＋来进行判断。如氧化性：Fe3＋>Cu2＋>Fe2＋，但金属性：Fe>Cu。
(4)比较金属性、非金属性强弱不能根据其反应中得失电子的多少来判断，应该根据得失电子的难易程度判断。
X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是( )
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C．X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D．同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强
解析：非金属单质与氢气化合越容易的非金属性越强，C项正确。
典例 3
C
〔变式训练3〕(2019·临沂一中高一期末)下列金属性最强的元素是( )
A．Li B．Na
C．Mg D．K
解析：根据元素周期表中位置判断，半径大小LiD
核心科学素养
原子结构与元素性质的“特殊”性
1．失电子难的原子得电子能力不一定强，同样得电子难的原子失电子能力也不一定强，如稀有气体的原子既不易失电子也不易得电子。
2．同一周期元素原子的最外层电子排布是1→8个电子，但第1周期是1→2个电子。
3．同一周期主族元素最高正化合价由＋1递增到＋7，但F无正价、O无最高正价。
4．元素周期表中的主族元素，左下角的铯(放射性元素除外)原子半径最大，但原子半径最小的不是右上角的氟，而是左上角的氢。
5．碱金属元素位于ⅠA族，但不包括氢元素，ⅠA族包括氢元素和碱金属元素。
6．元素周期表并不是每一周期都从碱金属开始，到稀有气体结束，第1周期的氢元素不属于碱金属元素。
7．非金属元素的氢化物在常温下一般呈气态，但H2O是液态。
8．元素原子失电子能力最强的是铯(不考虑放射性元素)，最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是CsOH；元素原子得电子能力最强的是F，但最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4。
9．大多数主族金属元素离子的最外电子层上有8个电子，但有例外，如Li＋最外电子层(K层)上有2个电子，所以，主族金属元素离子最外层电子数不一定是8。
10．非金属性强的非金属元素，其单质的活泼性不一定强。如氮比磷非金属性强，但氮气比磷单质的化学性质稳定。
11．稀有气体元素原子具有稳定的电子层结构，因此，稀有气体元素的化学性质非常稳定，通常认为其化合价为0，少见其化合物。事实上人们已经发现了一些稀有气体元素的化合物，如氙和氟的化合物就有XeF2、XeF4、XeF6等。总之，稀有气体元素的化学稳定性是相对的，稀有气体元素并非都没有除0以外的化合价。
〔即时训练〕
(新编题)下列预测某些碱金属元素及其化合物的性质的结论错误的是( )
D
选项 已知某些碱金属元素及其单质的性质 预测某些碱金属元素及其单质的性质
A 锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在 铷元素和铯元素在自然界中都以化合态存在
B 钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈，甚至能燃烧 铷单质和铯单质比钾单质更容易与氧气反应，遇到空气就会立即燃烧
C 钾单质与水反应比钠单质更剧烈，甚至爆炸 铷和铯比钾更容易与水反应，遇水立即燃烧，甚至爆炸
D 锂元素和钠元素在化合物中的化合价都是＋1价，钠单质与氧气反应生成的氧化物有Na2O和Na2O2 锂单质与氧气反应生成的氧化物有Li2O和Li2O2
解析：A．锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在，原因是它们的单质都很活泼，易与氧等结合为化合物，铷和铯的单质更活泼，故该预测结论正确。
B．钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈，原因是钾单质比钠单质活泼性强，铷单质和铯单质比钾单质更活泼，故该预测结论正确。
C．钾单质与水反应比钠单质更剧烈，原因是钾单质比钠单质活泼性强，铷单质和铯单质比钾单质更活泼，故该预测结论正确。
D．锂单质与氧气反应生成的氧化物只有Li2O，故该预测结论不正确。
规律方法指导：(1)信息提取：题目给出了四项根据已知某些碱金属元素及其单质的性质来预测某些碱金属元素及其单质的性质的结论，要求从中选出哪项是错误结论。
(2)思路建立：根据碱金属元素及其单质性质的特点及递变规律分析解答问题。
(共41张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第3课时 核素
新课情境呈现
北京王府井古人类文化遗址博物馆向世人展示“北京人”狩猎、烧火、制造工具的痕迹。博物馆300多平方米的展厅里，陈列着在原址发掘出土的石砧、石锤、石片，还有原始牛、斑鹿、鸵鸟、鱼类等古生物的骨骼及古人类制成的骨铲、骨片等工具。再现25000年前斑鹿跳跃、鸵鸟欢腾、望山听水、野猪生息景象。那么“25000年”是怎样测出来的呢？
“25000年”是通过测定遗迹里的一种碳原子——碳－14(14C)原子的数量来推断出的。那么碳－14原子和作为相对原子质量标准的碳－12原子(12C)在原子结构上有什么异同？这与我们要学习的核素、同位素两概念有何密切的关系呢？
同学们，下面就让我们一块走进丰富多彩的物质世界，寻找它们的内在规律吧！
课前新知预习
质子
中子
核外电子
负电荷
2．质量数
(1)概念：质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将原子核内所有__________和__________的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
(2)表示：用__________表示质量数。
(3)两个关系：
①质量关系：质量数(A)＝__________＋_______________
②数量关系：原子序数＝核电荷数＝__________＝核外电子数。
质子
中子
A
质子数(Z)
中子数(N)
质子数
3．原子的表示方法：
二、核素 同位素
1．核素
(1)定义：具有一定数目__________和一定数目__________的一种原子。
(2)实例——氢的三种核素。
质子
中子
1
0
1
1
1
2
质子数
中子数
核素
预习自我检测
1．不同元素的原子( )
A．质子数一定不等 B．中子数一定不等
C．质量数一定不等 D．最外层电子数一定不等
解析：元素的种类是由质子数决定的，故不同元素的原子质子数一定不等。
A
B
D
B
C
6．下列说法中，不正确的是( )
A．元素可以理解为同位素的总称
B．同位素的质量数不同，中子数不同，原子序数相同，质子数相同，核外电子数相同，其物理性质有差异，其化学性质几乎相同
C．同一元素的不同核素之间互称同位素
D．同位素是针对原子而言的，核素是针对元素而言的
解析：质子数相同而中子数不同的不同核素互称为同位素。
D
课堂探究研析
问题探究：
知识点1 原子的构成及各微粒数目之间的关系
典例 1
D
A
问题探究：
1．质子数相同而中子数不同的微粒一定是同位素吗？
2．同位素在周期表中位于同一位置，那么在周期表中位于同一位置的元素一定为同位素吗？
知识点2 元素、核素、同位素及同素异形体的辨析
典例 2
B
B
核心科学素养
B
(共60张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律
新课情境呈现
核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。这个模型被称为“玻尔原子模型”。现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材第二节元素周期律。
课前新知预习
K
L
M
N
由低到高
由近到远
2．电子分层排布：
电子总是尽可能地先从__________排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排 __________层，充满后再填充__________层。
内层
K
L
由1到8
由大到小
2．元素金属性和非金属性的周期性变化：
(1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较。
①依据。
a．Na、Mg、Al置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为__________。
b．Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的碱性由强到弱的顺序为_____________________________。
②结论：钠、镁、铝三种元素的金属性由强到弱的顺序为__________。
Na>Mg>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
Na>Mg>Al
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较。
①依据。
a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为__________。
b．Si、P、S、Cl的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序为________________________________________。
②结论：Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为__________。
Cl>S>P>Si
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
Cl>S>P>Si
点拨：最高价氧化物对应的水化物并不意味着其氧化物能溶于水或者与水反应。例如Al的最高价氧化物是Al2O3，但是Al2O3不溶于水，其水化物为Al(OH)3，也不溶于水。
(3)同周期元素性质递变规律。
核外电子排布
预习自我检测
1．从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( )
A．电子层数逐渐增多
B．原子半径逐渐减小
C．最高正价数值逐渐增大
D．由硅到氯负价从－4～－1
解析：11－17号元素电子层数均是3层，A错误；同周期元素原子半径从左到右依次减小，最高正价从＋1～＋7，硅到氯负价从－4～－1，B、C、D正确。
A
C
A
4．下列分子稳定性的比较正确的是( )
A．HF>HI B．CH4C．PH3>H2S D．H2O解析：非金属元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，原子非金属性关系：F>I，C>Si，PS，所以A正确。
A
5．下列关于物质性质变化的比较，不正确的是( )
A．酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4
B．原子半径大小：NaC．碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
D．金属性强弱：Na>Mg>Al
解析：同周期主族元素从左到右随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，故B错误。
B
6．下列元素中，原子半径最大的是( )
A．Na B．Al
C．Cl D．Mg
解析：同一周期的四种元素的原子核外电子排布都是三层，核电荷数越小的，原子半径就越大，金属钠的核电荷数最小，原子半径最大，A正确。
7．下列各组元素中，按元素最高正化合价递增顺序排列的是( )
A．C、N、O、F B．K、Mg、C、S
C．F、Cl、Br、I D．Li、Na、K、Rb
A
B
8．(2019·吉林长春高一期中)将核电荷数为1～18的元素依次填入下图。根据原子核外电子层数和最外层电子数分析，回答下列问题：
(1)核电荷数为6和14的原子，它们的_______________相同，__________不相同；核电荷数为15和 16的原子，它们的__________相同，______________不相同；核电荷数为10和18的原子，它们的最外层电子数为__________，它们的元素符号分别是__________、__________。
最外层电子数
电子层数
电子层数
最外层电子数
8
Ne
Ar
Mg
课堂探究研析
知识点1 原子核外电子排布
2．若钾原子的M层排布9个电子，此时M层就成为最外层，这和电子排布规律中的“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾，不符合电子排布的规律，即M层不是最外层时最多排18个电子，而它作为最外层时最多只能排8个电子。
知识归纳总结：
1．原子核外电子排布规律的“四最”：
一个最低 能量最低原理：核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层，然后再由内向外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N顺序排列
三个最多 各电子层最多容纳的电子数是2n2个电子，如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、18、32。
最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多不超过2个)
次外层最多能容纳的电子数不超过18个
有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，A和B分别是( )
A．硅原子和钠原子 B．硼原子和氢原子
C．碳原子和铝原子 D．氮原子和氧原子
典例 1
C
D
知识点2 元素周期表中元素性质的变化规律
探究提示：1.(1)非金属性：Cl>S>P，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4。
(2)非金属性：Cl>S>P，还原性：P3－>S2－>Cl－。
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
元素的性质 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
单质 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
离 子 阳离子氧化性 增 强 减 弱
阴离子还原性 减 弱 增 强
典例 2
A
B
知识点3 粒子半径大小的比较
知识归纳总结：
粒子半径大小比较的“四同”
典例 3
C
B
核心科学素养
D
(共45张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
新课情境呈现
元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值。
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？门捷列夫作出这一伟大预言的科学依据是什么？元素周期表中元素性质之间存在着怎样的内在联系呢？
课前新知预习
一、元素周期表的分区及化合价规律
1．金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律：
(1)请填写出图中序号所示内容
①__________ ②__________ ③__________ ④__________ ⑤__________ ⑥__________ ⑦__________ ⑧__________
(2)分界线附近元素的性质：既表现出__________性质，又表现出__________性质。
点拨：①元素周期表中金属性最强的元素(不包含放射性元素)是铯，非金属性最强的元素是氟。②金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素。
增强
减弱
增强
增强
Al
Si
金属
非金属
金属
非金属
2．元素化合价与其在周期表中的位置关系：
(1)价电子。
①定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。
②具体内容：主族元素的价电子就是__________，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
(2)化合价规律(仅对主族元素)。
最外层电子
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl
最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7
最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
最低负化合价 －4 －3 －2 －1
由上表可知，主族元素的化合价的规律：
①最高正化合价＝__________＝________________________。
②对于非金属元素，最高正价与最低负价的绝对值之和等于__________。
点拨：O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F无正化合价，O无最高正价。
主族序数
最外层电子数
8
二、元素周期表和元素周期律的应用
1．由元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质：
如铅(Pb)位于第6周期第ⅣA族，则可推知铅(Pb)
有__________个电子层，最外层电子数为__________个。
2．由元素的位置比较元素的性质：
如同主族元素性质的比较，同周期元素性质的比较。
3．根据元素的原子结构推测它在元素周期表中的位置。
4．指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
6
4
5．在生产生活中的应用：
预习自我检测
1．(2019·包头高一检测)下列根据元素周期表以及元素周期律对“金属锶Sr(第ⅡA族元素)及其化合物”进行推测或分析不合理的是( )
A．Sr(OH)2是一种易溶于水的强碱
B．SrCO3热稳定性很强，高温煅烧不分解
C．SrSO4是一种难溶于水的离子化合物
D．金属Sr处于第5周期
B
解析：第ⅡA族的二至六周期分别为Be、Mg、Ca、Sr、Ba，Sr处于第五周期，D合理，同主族元素性质递变，Ca(OH)2微溶，Ba(OH)2易溶，Sr(OH)2易溶，A合理；CaCO3、BaCO3高温分解，SrCO3高温也分解，B不合理；CaSO4微溶于水，BaSO4难溶于水，SrSO4也难溶于水，都是离子化合物，C合理。
2．如图是元素周期表的一部分，关于元素X、Y、Z的叙述正确的是( )
①X的气态氢化物与Y的最高价氧化物对应的水化物能发生反应生成盐 ②Y、Z的气态氢化物的水溶液的酸性：YA．①②③④
B．①②③④⑤
C．只有③
D．只有①④
A
3．天然存在的金属钫(Fr)极微量，它的已知同位素都有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，根据它在元素周期表中的位置预言其性质，其中不正确的是( )
A．在已知元素中具有最大的原子半径
B．在空气中燃烧时只生成氧化物Fr2O
C．氧化物对应的水化物是强碱
D．其单质的熔点比金属钠的熔点低
解析：金属钫(Fr)位于周期表的ⅠA，从上至下依次为Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，原子半径依次增大，失电子能力依次增强，最高价氧化物对应水化物碱性增强，单质熔点依次降低，与O2反应产物越活泼的越复杂，B不正确。
B
C
D
Ar
Si
(2)表中元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是__________。
(3)A分别与D、E、G、H形成的化合物中，最稳定的是__________。
(4)在B、C、D中，原子半径由大到小的顺序是__________。
解析：(1)化学性质最不活泼的是稀有气体，0族元素，推出最不活泼的是Ar，根据物质的应用，晶体Si常用作半导体材料。(2)最高价氧化物对应的水化物中酸性最强，说明此元素非金属性最强，但是高中阶段O没有最高正价，F没有正价，因此氯的最高价氧化物的水化物酸性最强，Cl的最高价氧化物对应水化物的化学式是HClO4。(3)根据元素周期表推出A：H，D：C，E：N，G：F，H：Cl，形成的氢化物最稳定，说明此元素的非金属性最强，四种元素非金属性强弱的顺序：F>Cl>N>C，因此最稳定的是HF。
HClO4
HF
Na>Al>C
课堂探究研析
问题探究：
知识点 元素“位、构、性”的关系及应用
1．什么元素(放射性元素除外)的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？
2．如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为X>Y，能否确定它们的相对位置？
探究提示：1.铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右上角。
2．可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y，所以，如果它们同周期，则X在Y的右面；如果它们同主族，则X在Y的上面。
知识归纳总结：
同一元素的“位、构、性”关系可表示如下：
1．结构与位置的互推：
(1)掌握四个关系式。
①电子层数＝周期数
②质子数＝原子序数
③主族元素原子最外层电子数＝主族序数
④主族元素的最高正价＝族序数(氧、氟除外)，最低负价＝主族序数－8
2.性质与位置的互推：
(1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。
(2)根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列，则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。
3．结构与性质的互推：
(1)若某元素原子的最外层电子数小于4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4，则该元素原子在反应中容易得电子。
(2)若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。
典例
C
〔变式训练〕(2019·南宁高一期中)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的最外层电子数是内层电子数的3倍，X所在的周期数是最外层电子数的3倍，由W、X、Y三种元素形成的一种盐溶于水后，加入盐酸，产生的无色气体能使品红溶液褪色。下列说法正确的是( )
A．W与X可形成至少两种化合物
B．X的简单离子与Z的简单离子具有相同的电子层结构
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z
D．简单气态氢化物的稳定性：WA
核心科学素养
把握“位、构、性”关系进行元素判断
A
(共56张PPT)
第一章
物质结构 元素周期律
第三节 化学键
新课情境呈现
1654年格里克在德国马德堡做了著名的马德堡半球实验，16匹马的力量居然没有把两个合在一起的抽空空气的铜球拉开！当原子和原子结合为分子时，原子之间存在着强烈的相互作用——化学键，化学反应中要拆开原子间的化学键就如同马德堡半球实验那样难！
什么是化学键？常见的化学键有哪些？请让我们一块走进教材第三节化学键。同学们先看下图：
你能读懂以上漫画的含义吗？它们分别形象地表示出了化学键中的离子键和共价键的形成过程。那么什么是离子键、共价键呢？学完本课时内容，你将明了于心！
课前新知预习
一、离子键和离子化合物
1．离子键的形成(以氯化钠的形成为例)：
(1)实验：
黄色
白烟
离子键
带相反电荷离子
(4)成键微粒：_______________。
(5)成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属。
点拨：离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用，既包括静电吸引也包括静电排斥。
阴、阳离子
2．离子化合物
二、电子式
1．概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的__________排布的式子。
2．微粒电子式的表示方法
最外层电子
共用电子对
原子
2．共价化合物：
3．电子式
四、化学键
1．概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。
注意：
(1)化学键的作用范围小，只在直接相邻的两个或多个微粒间。
(2)“作用力”既包括吸引作用又包括排斥作用。
(3)化学键是微粒间的较强相互作用，微粒间较弱相互作用不是化学键，破坏化学键需较高能量。
2．分类
3．化学反应的本质
(1)表象：反应物中的原子重新组合为产物分子；
(2)本质：__________的断裂和__________的形成。
4．用化学键的观点解释H2和Cl2反应形成HCl的过程
(1)步骤1：H2和Cl2中的化学键断裂(旧化学键断裂)生成__________和__________。
(2)步骤2：__________和__________结合成__________，形成了__________和__________之间的化学键__________(新化学键形成)。
旧化学键
新化学键
H
Cl
H
Cl
HCl
H
Cl
H—Cl
预习自我检测
1．下列有关离子键的说法正确的是( )
A．阴、阳离子成键时只受到静电吸引力的作用
B．原子通过电子的得失先形成阴阳离子后再成键
C．HNO3中存在离子键
D．在离子化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键
解析：阴、阳离子成键时既有静电吸引力，又有斥力，A错；原子间通过电子得失先形成阴、阳离子再通过静电作用力形成离子键，B正确；HNO3中只存在共价键，C错；CaCl2中只存在Ca2＋与Cl－之间的离子键，D错。
B
2．下列物质中含有共价键，但属于离子化合物的是( )
A．NH4Cl B．MgO
C．NH3 D．CO2
A
3．下列化合物中，既含有离子键又含有非极性键的是( )
A．Na2O2 B．NH4Cl
C．CH4 D．H2O2
解析：Na2O2中既有离子键，又有非极性共价键，NH4Cl中既有离子键，又有极性共价键，CH4中只有极性共价键，H2O2中既有极性共价键，又有非极性共价键，A正确。
A
4．下列用电子式表示的化合物的形成过程正确的是( )
C
D
6．下列变化不需要破坏化学键的是( )
A．加热氯化铵 B．干冰升华
C．水通电分解 D．氯化氢溶于水
解析：化学变化肯定存在化学键的破坏，物理变化过程要注意分析过程才能确定。A、C两项发生的都是化学变化，加热NH4Cl破坏了NH4Cl内的离子键和共价键；水通电分解破坏了水分子内的共价键；D项中，HCl溶于水，破坏了HCl分子内的共价键；B项中，干冰升华没有化学键的破坏，只是破坏了分子间作用力。
B
7．下图形象地表示了氯化钠的形成过程。下列相关叙述中不正确的是( )
A．钠原子易失去一个电子，氯原子易得到一个电子
B．钠离子与钠原子有相似的化学性质
C．钠原子与氯原子作用生成NaCl后，其稳定性增强
D．氯化钠是离子化合物
B
课堂探究研析
问题探究：1.离子键、共价键的形成条件是什么？
2．能否根据化合物溶于水形成的溶液是否导电判断一种化合物是离子化合物还是共价化合物？
探究提示：1.活泼金属与活泼非金属易形成离子键，非金属原子间形成共价键。
2．不能。如NaCl和HCl溶于水得到的溶液都导电。
知识点1 离子键与共价键、离子化合物与共价化合物的比较
知识归纳总结：
1．离子键和共价键的比较：
键型 离子键 共价键
非极性键 极性键
概念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
特点 阴、阳离子间的相互作用 共用电子对不发生偏移 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键条件 活泼金属和活泼非金属 同种非金属元素原子 不同种非金属元素的原子
键型 离子键 共价键
非极性键 极性键
存在 离子化合物 非金属单质，如O2；某些化合物，如Na2O2 共价化合物，如SO2；某些离子化合物，如NaOH
熔化时破坏的作用力 一定破坏离子键，也可能破坏共价键(如NaHCO3) 一般只破坏分子间作用力
实例 强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物 含氧酸、非金属的氢化物、非金属氧化物、大多数有机化合物
点拨：化学键判断中的四个“不一定”
1．部分物质中不一定含有化学键，例如稀有气体分子中不含有化学键。
2．金属与非金属形成的化学键不一定都是离子键，也有共价键，例如AlCl3中没有离子键，只有共价键。
3．含有共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物。
4．只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物。例如铵盐中不含有金属元素，但是属于离子化合物。
下列叙述中，不正确的是( )
A．共价化合物可能含有离子键
B．CCl4和NH3都是只含有极性键的共价化合物
C．Na2O2是含有非极性键的离子化合物
D．CaO和NaCl晶体熔化时要破坏离子键
典例 1
A
〔变式训练1〕下列物质属于含共价键的离子化合物的是( )
A．O3 B．H2O
C．KCl D．NaOH
解析：O3分子中只有非极性共价键，且不是化合物，则A错误；H2O分子中只有H—O共价键，即B错误；KCl晶体中只有离子键，则C错误；在Na＋和OH－之间是离子键，而在OH－内是H—O共价键，所以D正确。
D
知识点2 用电子式表示物质及其形成过程
知识归纳总结：
1．电子式的书写：
典例 2
C
D
核心科学素养
D
解析：A项，如NH4Cl晶体中含有离子键，但不含金属元素；B项，过氧化钠属于离子化合物，氧原子和氧原子之间是非极性共价键；C项，部分共价化合物溶于水能导电；D中，原子序数为11与9的元素是Na、F，属于活泼金属与活泼非金属元素，可形成离子键。
