元素周期表、元素周期律.

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1 元素周期表、元素周期律

2 选择题

3 复习目标 1、知道周期表的结构、会画草图，根据位置会判断是哪种元素，反之亦要求会判断。 2、能说出元素周期律的实质。
3、熟练掌握第3周期、第ⅠA族、第ⅦA族元素的性质递变规律与原子结构的关系。

4 考点1答案 例2、（1）Х （2） Х （3） √ （4） Х （5） √

5 考点1 元素周期表 1、原子序数 2、编排原则 周期 族 3、结构 或原子核外电子数 电子层数相同，从左到右最外层电子数递增
元素在周期表中的序号，其数值等于原子核内的质子数 或原子核外电子数 电子层数相同，从左到右最外层电子数递增 最外层电子数相同，从上到下原子半径递增 7个横行，7个周期，1,2,3是短周期；4,5,6是长周期；7是不完全周期 分别含有2、8、8、18、18、32、26种元素。 18纵列，16个族，7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族 1,2,13至17列为主族，11,12,3至7列为副族，8,9,10列为第Ⅷ族， 18列为0族

6 考点1 元素周期表 不完全周期 元素种数

7 考点2答案 例3、C 例4、D 例5、B 例6、A 例7、D 例8、A

8 元素原子的最外层电子排布、原子半径、元素的化合价等
考点2 元素周期律 元素原子的最外层电子排布、原子半径、元素的化合价等 1、元素周期律 内容 实质 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性变化。 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性 变化的结果。 特别是最外层电子排布 同周期(左→右，除0族元素外) 同主族(上→下) 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7 (O、F除外)， 最低负化合价＝最高正价－8 最高正化合价相同，即等于最外层电子数(O、F除外)

9 考点2 元素周期律 特别强调 性质 元素的金属性 和非金属性 金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强， 非金属性逐渐减弱
离子的氧化性 和还原性 阳离子氧化性逐渐增强， 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱， 阴离子还原性逐渐增强 与水或酸反应置换氢气的能力 逐渐减弱 逐渐增强 气态氢化物 稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱 特别强调 微粒半径的比较原则：电子层数不同，层数多的半径大; 电子层数相同，质子数少的半径大,质子数相同，电子数大的半径大。 (2) 氢化物，限于非金属的氢化物，只比较稳定性，不比较酸性。 (3) 通过元素原子在氧化还原反应中得失电子的难易程度来比较两种元素金属性、 非金属性强弱，而不是比较得失电子数目的多少。 (4) 通过元素氧化物对应水化物的酸碱性强弱来比较两种元素非金属性、金属性强弱时， 必须是最高价氧化物。

10 考点3答案 例9（1）O 第3周期 Vװ A族 Al > C > N > O > H （2） 略
（2） 略 （3） H2SeO4 （4）A

11 考点3 元素周期表元素周期律的应用 1．元素周期表中元素的分区 2．寻找新材料

12 考点3 元素周期表元素周期律的应用 3．预测元素的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质，
如金属性Mg>Al、Ca>Mg， 则碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、 Ca(OH)2>Mg(OH)2。 (2)推测未知元素的某些性质 ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶， 可推知Be(OH)2难溶。 ②根据卤族元素的性质递变规律， 可推知不常见元素砹(At)应为 黑色 固体， 与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性， AgAt不溶于水。

13 元素“位---构---性”三者之间的关系