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化学专题复习课件:物质结构元素周期律复习专题


物质结构 元素周期律

一,原子结构
构成物质的基本微粒: 1,构成物质的基本微粒:
分子: 分子: 保持物质化学性质的最小微粒. 保持物质化学性质的最小微粒. 原子:化学变化中的最小微粒. 原子:化学变化中的最小微粒. 离子: 离子: 带电荷的微粒.分为阳离子,阴离子. 带电荷的微粒.分为阳离子,阴离子. 原子核离子的关系: 原子核离子的关系:

阳离子 失电子 原子 失电子阴离子

得电子

得电子

A + d c+ -Z e

X

A Z,,d ,e各代表什么? c 各代表什么? 各代表什么 , ,

A——代表质量数; 代表质量数; 代表质量数 Z——代表核电荷数(质子数); 代表核电荷数( 代表核电荷数 质子数);

c——代表该离子所带电荷数; 代表该离子所带电荷数; 代表该离子所带电荷数 d——代表该粒子中 元素的化合价; 代表该粒子中X元素的化合价 代表该粒子中 元素的化合价; e——代表该粒子中 原子的个数; 代表该粒子中X原子的个数; 代表该粒子中 原子的个数

构成原子的粒子及其性质
构成原子的 粒子 原子核 电子 质子 中子 不显电性 0

电性和电量

1个电子带一 1个质子带一个 个电子带一 个质子带一个 个单位负电荷 单位正电荷 (+1) (-1) ) (+ ) 9.109× 10-31 × 1.673×10-27 ×

质量/kg 质量

1.675× 10-27 ×

相对质量

0.0005484

1.007

1.008

2. 元素 核素

同位素

(1)定义 ) 元素----具有相同质子数的同一类原子的总称 具有相同质子数的同一类原子的总称. 元素 具有相同质子数的同一类原子的总称. 核素----具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子. 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 核素 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子. 同位素---质子数相同而中子数不同的同一元素的 同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的 质子数相同而中子数不同的 不同核素互为同位素. 不同核素互为同位素. 互为同位素 如何理解? "同位素"的"同"如何理解?
核素 某种元素 核素 同位素

举例 许多元素都有同位素, 目前发现112种元素 种元素, 许多元素都有同位素, 目前发现 种元素, 核素却有1800 余种. 余种. 核素却有 氢元素有 H 碳元素有 铀元素有
12 6 234 92 1 1 2 1

H C

3 1

三种核素, H 三种核素,它们互为同位素 三种核素, C 三种核素,它们互为同位素 三种核素, U 三种核素,它们互为同位素

C

13 6 235 92

14 6

U

U

238 92

颗卫星, ,原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星,这与铱 原计划实现全球卫星通讯需发射 颗卫星 (Ir)元素的原子核外电子数恰好相等,因此称为"铱 )元素的原子核外电子数恰好相等,因此称为" 星计划" 星计划".已知铱的一种原子是 197Ir ,则其核内的中 77 子数是 A,77 ,

C

B,114 ,

C,120 ,

D,268 ,

1999年新发现的 号元素的一种原子,其中子 年新发现的114号元素的一种原子 年新发现的 号元素的一种原子, 数为184,该原子的质量数为 数为 , A,70 B,114 C,228 D,298 , , , ,

D

A n+ 某粒子用 Z R 表示,下列关于该粒子的叙述 表示,

正确的是

B

A,所含质子数=A-n ,所含质子数 B,所含中子数 ,所含中子数=A-Z C,所含电子数 ,所含电子数=Z+n D,质量数 ,质量数=Z+A

上海) 存在, (2004上海)据报道,月球上有大量3He存在, 上海 据报道, 存在 以下关于3He的说法正确的是 的说法正确的是 C A 是4He的同分异构体 的同分异构体 B 比4He多一个中子 多一个中子 C 是4He的同位素 的同位素 D 比4He少一个质子 少一个质子

原子的组成: 3,原子的组成: 原子核
原子( X)
A Z

质子 中子

决定 决定

元素种类
原子(核素) 原子(核素)种类

核外电子
A Z

决定

元素的化学性质

X: 代表一个质量数为A,质子数为Z的原子. 代表一个质量数为A 质子数为Z的原子.
质量数( )=质子数 质子数( )+中子数 中子数( ①质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 原子中:质子数=核电荷数=核外电子数= ②原子中:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 阳离子中:质子数=核外电子数+ ③阳离子中:质子数=核外电子数+离子所带电荷数 阴离子中:质子数=核外电子数④阴离子中:质子数=核外电子数-离子所带电荷数

二,原子核外电子排布
电子的能量: 1,电子的能量:
任何一个电子都具有一定的能量. 任何一个电子都具有一定的能量.在含有多个电子 的原子里,各电子的能量有所不同. 的原子里,各电子的能量有所不同.

电子的运动区域: 2,电子的运动区域:
在含有多个电子的原子里, 在含有多个电子的原子里,能量低的电子通常在离 核较近的区域内运动, 核较近的区域内运动,能量高的电子通常在离核较远的 区域内运动. 区域内运动. 原子核带正电荷, 原子核带正电荷,电子带负 电荷, 电荷,电子围绕着原子核做高速的 圆周运动, 圆周运动,电子和原子核之间存在 着强烈的电性作用. 着强烈的电性作用.

二,原子核外电子排布
电子层: 3,电子层:
把不同的区域简化为不连续的壳层,叫做电子层. 把不同的区域简化为不连续的壳层,叫做电子层. 电子层名 称及其符 号
电子层与原子 核之间的距离 各电子层之间 的能量关系 最多容纳的 电子个数 第1层 层 第2层 层 第3层 层 第4层 层 第5层 层 第6层 层 第7层 层

K层 层

L层 层

M层 层

N层 层

O层 层

P层 层

Q层 层

从左到右由近及远 从左到右由低到高

二,原子核外电子排布
☆4,核外电子排布的规律: 核外电子排布的规律:
①核外电子分层排布 能量最低原理) ②电子首先排布在能量最低的电子层里(能量最低原理)
代表电子层数) ③a.每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数) a.每层最多容纳的电子数为2n 每层最多容纳的电子数为 b.最外层所排的电子数不超过 最外层所排的电子数不超过8 第一层为最外层时, b.最外层所排的电子数不超过8个(第一层为最外层时,电子数 2 不超过____ ),次外层不超过18个 倒数第三层不超过32 ____个 次外层不超过18 32个 不超过____个),次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个.

电子层名称 及其符号
最多容纳的 电子个数

第1层 层

第2层 层

第3层 层

第4层 层

第5层 层

第6层 层

第7层 层

K层 层 2

L层 层 8

M层 层 18

N层 层 32

O层 层 ……

P层 层

Q层 层

熟练掌握前20号元素原子结构示意图 熟练掌握前 号元素原子结构示意图

课堂练习
例1:根据下列叙述,写出其元素符号,名称,并画出原子结构示 :根据下列叙述,写出其元素符号,名称, 意图: 意图: (1)A元素原子核外 层电子数是L层电子数的一半 Si ) 元素原子核外M层电子数是 层电子数的一半 . 元素原子核外 层电子数是 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍 (2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 倍 B . ) 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/ (3)C元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 /4, Ne. ) 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 元素原子的核电荷数是电子层数的5倍 (4)D元素原子的核电荷数是电子层数的 倍,其质子数又是最 ) 元素原子的核电荷数是电子层数的 外层电子数的3倍 外层电子数的 倍, P . 例2:下列微粒中,得电子能力最强的是( B) :下列微粒中,得电子能力最强的是( A. C B.F C.Na+ D.Al3+

规律: 规律:①最外层电子已达到稳定结构的离子难的事电
而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大, 子;②而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大,最外 层电子数越多,电子半径越小,则越容易得电子, 层电子数越多,电子半径越小,则越容易得电子,反之 越容易失电子. 越容易失电子.

3,下列说法中肯定错误的是( B ) 下列说法中肯定错误的是( A.某原子K A.某原子K层上只有一个电子 某原子 B.某原子 层上电子数为L 某原子M B.某原子M层上电子数为 元素原子结构的特殊性: 层上电子数的4 元素原子结构的特殊性: L层上电子数的4倍 C.某离子 层上和L层上的电子数均为K层的4 某离子M 最外层电子数为1的原子有:H,Li,Na,K ①C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍 最外层电子数为1的原子有: Li,Na, D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等 最外层电子数为2的原子有:He,Be,Mg, ②D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等 Ca 最外层电子数为2的原子有:He,Be,Mg, ③最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有:Be,Ar 最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有:Be, ④最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是:C 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是: ⑤最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是:O 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是: ⑥最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是:Ne 最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是: ⑦次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有:Li,Si 次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有:Li, ⑧内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有:Li,P 内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有:Li,

三,化学键与分子结构

1,离子键的形成 , 离子键的定义:使带相反电荷的阴, 离子键的定义:使带相反电荷的阴,

阳离子结合的相互(静电) 阳离子结合的相互(静电)作用
思考:这些微粒之间的静电作用包括哪些? 思考:这些微粒之间的静电作用包括哪些?

静电作用指:在离子化合物中,阴,阳离子之 阴 间的静电引力使阴,阳离子相互吸引; 间的静电引力使阴,阳离子相互吸引;阴离子 的核外电子与阳离子的核外电子之间, 的核外电子与阳离子的核外电子之间,阴离子 的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使 阳离子相互排斥. 阴,阳离子相互排斥.

含有离子键的物质: 含有离子键的物质: 1,活泼的金属元素(IA,IIA)和活泼 ,活泼的金属元素( , ) 的非金属元素( 的非金属元素(VIA,VIIA)形成的化合物. , )形成的化合物. 2,活泼的金属元素和酸根离子(或氢氧 ,活泼的金属元素和酸根离子( 根离子) 根离子)形成的化合物 3,铵根和酸根离子(或活泼非金属元素 ,铵根和酸根离子( 离子)形成的盐. 离子)形成的盐.

2.,用电子式表示离子化合物的形成 ,
电子式:在元素符号周围用小点( 电子式:在元素符号周围用小点(或×)来表示原 子的最外层电子, 子的最外层电子,这种式子叫电子式. 原子: 离子:
离子化合物:

H Cl

O O

Cl
2-

Mg Mg
2

Na

Na
2-

Na Cl Cl Mg
2

Na O Na Cl

用电子式表示离子化合物的形成过程

K
例:

S
Mg

K

K

S K Br Mg
2

2-

Br

Br

Br

3. 影响离子键强度的因素
1) 离子电荷数的影响 2) 离子半径的影响
离子所带电荷越多,离子半径越小,离子 离子所带电荷越多,离子半径越小, 键就越强
应用: 应用: 离子键越强, 离子键越强,其形成化合物的熔沸点就越高

共 价 键
共价键
1,定义: 原子间通过共用电子对所形成的 定义: 的化学键. 的化学键. 2,成键微粒:原 成键微粒: 子

3,成键本质:共用电子对 成键本质: 4,成键原因:不稳定要趋于稳定;体系 成键原因:不稳定要趋于稳定; 能量降低

5,成键的条件: 成键的条件: 非金属原子之间且成键的原子最外层 未达到饱和状态,即成键原子有成单电子 有成单电子. 未达到饱和状态,即成键原子有成单电子. 6,存在范围: 非金属单质 存在范围: 共价化合物 离子化合物

7,影响共价键强弱的主要因素

键长(成键原子的核间距) 键长(成键原子的核间距)

一般键长越 小 ,键能越 大 ,共价键 越 牢固 ,分子就越 稳定 .

8,共价键的表示方法

电子式: a,电子式:

b,结构式 : H-H O=O N N

极性共价键:(定义) 极性共价键:(定义) :(定义

共价键的特征
非极性共价键:(定义) 非极性共价键:(定义) :(定义
注意:成键原子吸引电子能力的差别越大,共用电 注意:成键原子吸引电子能力的差别越大, 子对的偏移程度越大, 子对的偏移程度越大,共价键的极性越强

例,下列分子中,含有非极性键的化合物的是 下列分子中, A.NaOH B.CO2 . . C.H2O D.C2H4 . .

三,元素周期律
原子核外电子排布,原子半径, 1,原子核外电子排布,原子半径,元素化合 价递变的规律: 价递变的规律:

1~18号元素的核外电子排布变化 1~18号元素的核外电子排布变化 号元素的核外电子排布 规律

最外层电子数1→2 最外层电子数1→2

最外层电子数1→8 最外层电子数1→8

最外层电子数1→8 最外层电子数1→8

三,元素周期律
原子核外电子排布,原子半径, 1,原子核外电子排布,原子半径,元素化合 价递变的规律: 价递变的规律:
①随着原子序数的递增,元素原子电子层数逐渐增加, 随着原子序数的递增,元素原子电子层数逐渐增加, 最外层电子的排布呈周期性变化. 周期性变化 最外层电子的排布呈周期性变化.

1~18号元素的原子半径递变规律 1~18号元素的原子半径递变规律 号元素的原子半径

原子半径 大→小

原子半径 大→小

三,元素周期律
原子核外电子排布,原子半径, 1,原子核外电子排布,原子半径,元素化合 价递变的规律: 价递变的规律:
①随着原子序数的递增,元素原子最外层电子的排布呈 随着原子序数的递增, 周期性变化 变化. 周期性变化. 随着原子序数的递增,元素原子半径排布呈周期性 周期性变 ②随着原子序数的递增,元素原子半径排布呈周期性变 化. 规律:同主族元素,随着核电荷数的递增, 规律:同主族元素,随着核电荷数的递增,原子半径 越来越大;同周期元素,从左到右, 越来越大;同周期元素,从左到右,随着核电荷数的 递增,原子半径越来越小(稀有气体除外) 递增,原子半径越来越小(稀有气体除外)

1~18号元素的主要化合价递变规 1~18号元素的主要化合价递变规 号元素的主要化合价 律

主要化合价:正价+1→0 主要化合价:正价+1→0 主要化合价:正价+1→+5 主要化合价:正价+1→+5 负价: →,负价:-4 →-1 → 0

主要化合价:正价+1→+7 主要化合价:正价+1→+7 负价: →,负价:-4 →-1→0

三,元素周期律
原子核外电子排布,原子半径, 1,原子核外电子排布,原子半径,元素化合 价递变的规律: 价递变的规律:
①随着原子序数的递增,元素原子最外层电子的排布呈 随着原子序数的递增, 周期性变化 变化. 周期性变化. 随着原子序数的递增,元素原子半径呈周期性变化. 周期性变化 ②随着原子序数的递增,元素原子半径呈周期性变化. ③随着原子序数的递增,元素的最高正价和最低负价呈 随着原子序数的递增, 周期性变化 变化. 周期性变化. a.最高正价 最高正价= 主族) a.最高正价=(主族)元素原子最外层电子数 b.最高正价+最低负价的绝对值=8 b.最高正价+最低负价的绝对值=8 最高正价

讨论: 讨论: 比较Na原子与Li原子的原子半径大小 比较Na原子与Li原子的原子半径大小 Na原子与Li
Na
+11 2 8 1

Li
+3
2 1

答案: 半径: 答案: 半径:Na > Li

讨论: 讨论: 比较Na原子与Mg原子的原子半径大小 比较Na原子与Mg原子的原子半径大小 Na原子与Mg
Na
+11 2 8 1

Mg
+12 2 8 2

半径: 半径:Na > Mg

★原子半径的比较:

一般来说,电子层数越多的原子,半径越大; ①一般来说,电子层数越多的原子,半径越大;当电子层 数相同时,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小; 数相同时,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小;

讨论: 讨论: 比较Na与 比较Na与Na+的半径大小 Na
Na
+11 2 8 1

Na+
+11 2 8

答案: 答案:半径 Na > Na+

讨论: 讨论: 比较Cl Cl的半径大小 比较Cl-与Cl的半径大小
Cl
+17 2 8 7

Cl+17 2 8 8

- > Cl 答案: 答案:半径 Cl

★原子半径的比较: ①一般来说,电子层数越多的原子,半径越大;当电子层数相同时, 一般来说,电子层数越多的原子,半径越大;当电子层数相同时, 随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小; 随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小;

②阳离子半径小于相应的原子半径,阴离子半径大于相应 阳离子半径小于相应的原子半径, 的原子半径; 的原子半径;

讨论: 讨论:
比较Na 比较Na+与Mg2+半径大小
Na+
+11 2 8

Mg2+
+12 2 8

答案: 答案:半径 Na+ > Mg2+

讨论: 讨论: 比较O 比较O2-与F-半径大小
O2+8
2 8

F+9
2 8

答案: 答案:半径 O2- > F-

【课堂练习】
写出下列微粒的半径由大到小的顺序: 写出下列微粒的半径由大到小的顺序: F-,O2-,Na+,Mg2+

答案:半径: 答案:半径:O2-> F- > Na+ > Mg2+

★原子半径的比较:

①一般来说,电子层数越多的原子,半径越大;当电子层 一般来说,电子层数越多的原子,半径越大; 数相同时,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小; 数相同时,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐减小; ②阳离子半径小于相应的原子半径,阴离子半径大于相应 阳离子半径小于相应的原子半径, 的原子半径; 的原子半径; 具有相同电子层结构的离子,随着核电荷数逐渐增加, ③具有相同电子层结构的离子,随着核电荷数逐渐增加, 离子半径逐渐减小; 离子半径逐渐减小;
例:下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( A) 下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF

三,元素周期律
元素的金属性,非金属性变化的规律: 2,元素的金属性,非金属性变化的规律:
完成P15《科学探究》 完成P15《科学探究》 P15

三,元素周期律
3,元素周期律
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性和非金属性 同周期(从左到右) 同周期(从左到右)
逐渐增到7( 从1逐渐增到 (第1周期 逐渐增到 周期 除外) 除外) 正价由+1→+7 正价由 负价由-4→-1 负价由 逐渐减小(稀有气体除外) 逐渐减小(稀有气体除外) 金属性减弱, 金属性减弱,非金属性增 强

同主族(从上到下) 同主族(从上到下)

相同 最高正价相同 逐渐增大
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 碱性减弱,酸性增强 碱性减弱, 物的酸, 物的酸,碱性
非金属气态氢化物生成的 难易和氢化物的稳定性 生成由难到易, 生成由难到易,稳定 性由弱到强

酸性减弱, 酸性减弱,碱性增强
生成由易到难, 生成由易到难,稳定 性由强到弱

气态氢化物的还原性
得,失电子能力的难易

还原性减弱
失电子由易到难

还原性增强
得电子由易到难

★比较元素金属性强弱的常用方法:

①利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较.一般来说,从左 利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较.一般来说, 到右,元素的金属性逐渐减弱,两种金属之间的距离越大, 到右,元素的金属性逐渐减弱,两种金属之间的距离越大,金属性 差别越大 ②利用金属在元素周期表里的位置比较 a.同周期中的金属元素,位置越靠前的金属性越强 a.同周期中的金属元素, 同周期中的金属元素 b.同主族中的金属元素, b.同主族中的金属元素,位置越靠下的金属性越强 同主族中的金属元素 ③利用氧化还原反应比较 a.不同的金属,其他条件相同时, a.不同的金属,其他条件相同时,从水或酸中置换出氢需要的条件 不同的金属 越低,反应速率越快,金属的金属性越强. 越低,反应速率越快,金属的金属性越强. b.金属单质的还原性越强, b.金属单质的还原性越强,则该金属元素的金属性越强 金属单质的还原性越强 c.金属阳离子的氧化性越强, c.金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱 金属阳离子的氧化性越强 ④利用化合物的性质比较.最高价氧化物对应水化物的碱性越强, 利用化合物的性质比较.最高价氧化物对应水化物的碱性越强, 则对应金属单质的金属性越强. 则对应金属单质的金属性越强.

★比较元素非金属性强弱的常用方法:

①利用非金属元素在元素周期表里的位置比较. 利用非金属元素在元素周期表里的位置比较. a.同周期中的非金属元素, a.同周期中的非金属元素,位置越靠后的非金属性越强 同周期中的非金属元素 b.同主族中的非金属元素, b.同主族中的非金属元素,位置越靠上的非金属性越强 同主族中的非金属元素 ②利用氧化还原反应比较 a.不同的非金属,其他条件相同时,跟氢气化合的条件越低, a.不同的非金属,其他条件相同时,跟氢气化合的条件越低,反应 不同的非金属 越快,非金属性越强. 越快,非金属性越强. b.非金属单质的氧化性越强, b.非金属单质的氧化性越强,则该非金属元素的非金属性越强 非金属单质的氧化性越强 c.非金属阴离子的还原性越强,则对应元素的非金属性越弱 c.非金属阴离子的还原性越强, 非金属阴离子的还原性越强 ③利用化合物的性质比较. 利用化合物的性质比较. a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强, a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强,则对应非金属单质的非金 最高价氧化物对应水化物的酸性越强 属性越强 b.气态氢化物的稳定性越强, b.气态氢化物的稳定性越强,则对应非金属单质的非金属性越强 气态氢化物的稳定性越强

4,元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化的规律叫做元素周期律. 变化的规律叫做元素周期律. 5,元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周期 性变化的必然结果,这就是元素周期律的实质. 性变化的必然结果,这就是元素周期律的实质. 同周期,同主族元素结构, 6,同周期,同主族元素结构,性质的递变规律及 金属元素,非金属元素的分区: 金属元素,非金属元素的分区: 分界线左边是金属元素, 分界线左边是金属元素,分界线右边是非金 属元素,最右一个纵行是稀有气体元素.见下图: 属元素,最右一个纵行是稀有气体元素.见下图:

非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0

1 2 3 4 5 6 7

金 属 性 逐 渐 增 强 B Al Si Ge As Sb

非 金

非金属区

属 性 逐 渐 增 强
At

零 族 元 素

金属区

Te Po

金属性逐渐增强

C

B

C

B

C

6,下列各组物质的性质比较,正确的是( D ) 下列各组物质的性质比较,正确的是( A.酸性:HClO4>H3PO4 > H2SO4 A.酸性: 酸性 B.氢化物稳定性: HF> B.氢化物稳定性:H2S> HF> H2O 氢化物稳定性 C.碱性: C.碱性:NaOH >Mg(OH)2 >Ca(OH)2 碱性 D.氧化性: D.氧化性:F2 >Cl2 >Br2 >I2 氧化性

7

B

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