高三一轮复习-元素周期律课件

高考一轮复习第五章物质结构元素周期律第二节元素周期律[考纲解读]1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。5掌握1—18号元素原子结构示意图的表示方法。用电子层描述电子运动的范围和区域多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。一、原子核外电子的排布电子层（用n表示）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高1、电子层的划分3）最外层电子数不超过8个(K层是最外层时不超2个)次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个；（以上规律是相互联系的，不能孤立运用）2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层；2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个；3原子结构示意图和离子结构示意图核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布CaK4、稳定结构和不稳定结构元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电子)，这样的结构称为稳定结构；元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2个电子)，这样的结构称为不稳定结构。非金属性与金属性(一般规律)：最外层电子数得失电子趋势元素的性质金属元素＜4较易失金属性非金属元素＞4较易得非金属性（1）核外电子总数为10个电子的微粒阳离子：Na+___________________________阴离子：N3－________________________分子：HF__________________________（2）核外电子总数为18个电子的微粒阳离子：K+________阴离子：P3－_____________________分子：HCl______________________________Mg2+Al3+NH4+H3O+O2-F-OH-NH2-H2ONH3CH4NeCa2+S2—Cl—HS—H2SPH3ArSiH4F2H2O2CH3CH3N2H4CH3OHCH3NH2CH3F5、核外电子数相同的微粒1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价原子半径大→小原子半径大→小二元素周期律1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。同一周期同一主族微粒半径大小的比较规律电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减小。NaMgAlSi当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半径逐渐增大。LiNaKF-Cl-Br-电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小O2-F-Na+Mg2+Al3+同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离子中性原子阴离子Fe+3Fe2+FeH+HH-HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBaRaAlGaInTlSiGeSnPbPAsSbBiOSSeTePoFClBrIAtNeArKrXeRn1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→01~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→02随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。一般情况下:主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主族元素的族序数F无正价，金属元素无负价对非金属元素来说最高正价+l最低负价l=83随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈周期性变化。同一主族同一周期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的变化，这一规律就叫做元素周期律。5元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→81、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。3、根据金属活动性顺序表来判断。4根据金属单质间的置换反应来判断。一种金属能将另一种金属从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。6元素金属性强弱判断依据：NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应:与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放出氢气。与酸反应：最高价氧化物对应水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3金属性：NaMgAl剧烈迅速强碱中强碱两性氢氧化物7元素非金属性强弱判断依据1、根据非金属单质与H2化合的难易程度及生成氢化物的稳定性来判断：单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强。2、根据非金属元素的最高氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，酸性越强，对应元素的非金属性越强3、根据非金属单质间的置换反应来判断：非金属性强的元素构成的单质可以将非金属性弱的元素构成的单质从它的盐溶液中置换出来。4根据非金属元素形成阴离子的还原性强弱来判断：非金属元素形成阴离子的还原性越弱，则对应元素的非金属性就越强。非金属性：SiPSCl氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl化合条件稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合很不稳定不稳定较不稳定稳定氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4硅酸磷酸硫酸高氯酸弱酸中强酸强酸更强酸非金属性：SiPSCl根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。8同一周期元素（稀有气体元素除外）从左到右,随原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质决定反映结构决定位置：原子序数＝核电荷数周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数决定反映决定反映最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱结构决定性质：最外层电子数＝主族元素的最高正价数＝8－负价数位置决定性质：同周期：从左到右，递变性同主族{相似性从上到下，递变性2元素的金属性非金属性与元素在周期表中位置的关系在元素周期表中，同一主族元素自上而下随核电荷数的递增，电子层数的增多，原子半径的增大，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素原子失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。同一周期元素（稀有气体元素除外）从左到右,随原子序数的递增，原子半径的减小，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。CsF1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属区金属区零族元素3元素的主要化合价与元素在周期表中位置的关系一般情况下:主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主族元素的族序数=主族元素原子的价电子数F无正价，金属元素无负价对非金属元素来说最高正价+l最低负价l=84．元素周期律和元素周期表应用的重要意义(1)为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索．(2)寻找新材料①半导体材料：与交界处的元素；②优良的催化剂：；③耐高温、耐腐蚀的特种合金材料：；④高效农药：含等元素的化合物．金属非金属过渡元素过渡元素F、Cl、S、P1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属区金属区零族元素BC2、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子；B、Na能与冷水反应，而Mg不能；C、碱性NaOH＞Mg（OH）2D、Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；3、下列事实能说明非金属性Cl＞S的是：A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl＞H2SD、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6AB练习试比较O2-F-Na+Mg2+Al3+的半径大小核电荷数89111213电子层数22222ABCD电子总数1010101010＞＞＞＞电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。请总结：1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大）2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小）3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞Na+原子半径和离子半径与核电荷数、电子层数以及电子数的关系结论5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。4.下列有关元素周期律的叙述，正确的（）A.元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B.元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C.元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D.元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化幻灯片21A【课堂练习】1.下列元素的原子半径依次减小的是（）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、P2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是A.rCl/rFB.rI-/rIC.rMg2+/Na+D.rF-/rCl-ABAB练习在目前发现的元素中，除了氢元素以外，半径最小的是何种元素。除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？氟元素钫（Fr）元素练习下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（）(A)NaF(B)LiI(C)CsF(D)LiF阳离子半径：Li+Na+Cs+B阴离子半径：I-F-课后思考根据原子最外层电子排布的周期性，将原子序数为1～18的元素排列成表格。