教学重点:
核外电子的排布规律；
元素周期律的实质和元素周期表的结构；
元素性质、原子结构和该元素在周期表中的位置三者之间的关系；
离子键和共价键。
5、化学键（A）、极性键、非极性键（B），极性分子和非级性分子
知识网络：
一、原子结构
1．关于原子的组成及各粒子的关系；
2．分子、原子、离子核外电子数的比较；
3．已知同位素质量数和平均相对原子质量，求同位素的原子个数比；
4．粒子半径大小比较。
试题大多以选择题形式出现，模式也较为稳定。由于原子结构的发现源于物理学中α粒子的运动实验，无疑，原子结构成了理化学科间综合的素材。预计这一知识会成为“3+X”综合测试命题的依据。
原子的组成和三种微粒间的关系
[来源:学科网]
2．电子云
(1)核外电子运动的特点：①质量很小，带负电荷；②运动的空间范围小(直径约为10-10 m)；③高速运动。
3．电子层的表示方法
电子层数
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多容纳电子数（2n2）
2
8
18
32
……2n 2[来源:学科网ZXXK]
能量大小
K4
较易得
非金属性
知识拾零
1．核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
二、元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）
归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。
四、元素周期表与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数
*|最高正价数|+|负价数|=8
元素周期表结构的记忆方法如下：
横行叫周期，共有七周期；三四分长短，第七不完全；一八依次现，一零再一遍；
竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；二三分主副，先主后副；镧锕各十五，均属ⅢB族；构位性一体，相互可推断。
三、元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
项 目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
价电子数[来源:Zxxk.Com]
（最外层电子数）
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由 +1→+7
负价由 －4→－１
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱
非金属性增强
金属性增强
非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱
酸性增强
碱性增强
酸性减弱
非金属的气态氢
化物
生成由难到易
稳定性由弱到强
生成由易到难
稳定性由强到弱
得失电子能力
失电子由 大→小
得电子由 小→大
得电子由 大→小
失电子由 小→大
四、元素周期表的应用
3．元素周期表的应用
1、预测元素的性质（由递变规律推测）
常见的题目给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
按周期表的位置寻找元素 启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
3、启发人们在一定区域内寻找新物质。
五、注意点
1、判断元素金属性强弱。
a、单质跟水或酸反应置换氢的氢的难易，易则强。
b、最高价氧化物的水化物的碱性强弱，碱性强则强。
c、置换反应，强换弱。
2、判断元素非金属性的强弱。
a、跟随氢气形成气态氢化物的难易，易则强。
b、氢化物的稳定性，稳则强。
c、最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性强则强。
d、置换反应，强换弱。
3、核素和同位素区别
(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。 160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
(4)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110种元素，但发现了核素远多于110种。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④17O是一种核素，而不是一种同位素。160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
规律：
不同价态的同种元素与其氢氧化物酸碱性的关；变价元素氧化物对应水化物的酸性与价态有关，价态越低其对应水化物的酸性越弱，碱性越强。例如：
HCl0 HCl02 HCl03 HCl04，
六、化学键：
1、化学键
定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
说明：直接相邻的原子间强烈的相互作用，破坏这种作用需较大能量。中学阶段所学的化学键主要为下列两种类型：
离子键
化学键 极性共价键
共价键
非极性共价键
2、离子键
定义：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。
说明：①成键元素：活泼金属（如：K、Na、Ca、Ba等，主要是ⅠA和ⅡA族元素）和活泼非金属（如：F、Cl、Br、O等，主要是ⅥA族和ⅦA族元素）相互结合时形成离子键。②成键原因：活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键。③离子键构成离子化合物。
3、电子式的几种表示形式
（1）离子
单核阳离子符号，即为阳离子的电子式，如H+、K+、Na+、Mg2+；原子团的阳离子：
[H N H]+、 [H O H]+，单核阴离子：[H ]－、[ O ]2－、[ Cl ]－、；原子团的阴离子：
[ O H]－、[ S S ]2－、[ C C ]2－、[ O O ]2－。[来源:Z&xx&k.Com]
（2）化合物
K2S： K+[ S ]2－K+、 CaO： Ca2+[ O ]2－、 CaF2： [ F ]－Ca2+[ F ]－；
Na2O2： Na+[ O O ]2－Na+、 CaC2： Ca2+[ C C ]2－、 NaOH： Na+[ O H]－
NH4Cl： [H N ]＋[ Cl ]－
4、共价键
定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键。
说明：①成键元素：通常为非金属元素的原子间。②成键原因：同种或不同种元素的原子之间结合成分子时并不发生电子的完全得失，而是通过共用电子对而结合的。③共价键可以形成单质也可化合物。
同种元素的原子之间形成的共价键称非极性共价键，简称非极性键；不同元素的原子之间形成的共价键称极性共价键，简称极性共价键。
5、极性分子和非级性分子
6、电子式（结构式）表示共价键的几种形式
分子[来源:Zxxk.Com]
N2： N N （N=N） Cl2： Cl Cl （Cl—Cl） H2O： H O （H—O）
CO2： O ?C? O （O=C=O） CH4： H C H （H—C—H）
7、几点说明：
（1）共价键可存在于单质分子、共价化合物分子和离子化合物中。
（2）共价化合物中只有共价键，离子化合物中一定含有离子键。如H2O（共价化合物）
H O O H （由共价键形成），NaOH（离子化合物），Na+[ O H]－（由共价键和离子键形成）。
（3）单质分子中的化学键均为非极性键，化合物分子中可有非极键，离子化合物中
可存在极性键和非极性键。如NN（N N叁键为非极键）H—O—O—H（H—O键为极性键，O—O键为非极性键），Na+[ O?O]2－Na （O—O键为非极性键，Na+与O2－间为离子键）
（4）非金属元素的原子间可形成离子化合物。如：NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3等。
（5）离子半径的比较。同族元素相同价态的离子随核外电子层数的增多离子半径增大（F－F－>Na+>Mg2+>Al3+）。
教后感：
本部分主要以物质推断题型为主，所以练习重点放在二卷大题上。个别特例强化讲解。
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