《届高考化学第一轮考点总复习课件11元素周期表和元素周期律》由会员分享，可在线阅读，更多相关《届高考化学第一轮考点总复习课件11元素周期表和元素周期律（31页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、热点知识剖析 元素周期律和元素周期表是学习元素化合物知识的重要工具，也是高考中必考的内容之一。本部分的主要考点有元素周期表的结构、元素周期性变化的规律以及元素周期表的位置与原子结构、元素性质之间的关系。,这部分知识内容丰富，规律性强，命题的空间很大，既可以在选择题中对某个知识点进行单独考查，也可以在非选择题中与元素化合物、化学反应原理等知识综合起来，考查解释现象、定性推断和定量计算等能力。在复习中，一要注意通过归纳和对比掌握好元素周期律的本质和规律，二是注意元素周期表的结构特点，善于归纳表中小规律、小窍门，充分挖掘周期表中蕴含的知识。,基础知识回顾 一、元素周期律 1.定义：元素的 随 。 的
2、递增而呈 变化的规律称元素周期律。 2.元素周期律的实质：元素原子 。 的周期性变化。,性质,核电荷数（或原,子序数）,周期性,核外电,子排布,3.元素周期律的具体内容： (1)原子核外电子排布的变化规律：除H、He元素外，最外电子层上的电子数重复出现 递增到 的变化。 (2)原子半径变化规律：同周期，随核电荷数（或原子序数）的 ，原子半径 ，同主族，随核电荷数（或原子序数）的 ，原子半径 。（稀有气体元素原子的半径由于测定方法不同除外。）,1,8,递增,递减,递增,递增,(3)元素的主要化合价（最高正价与最低负价）变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价重复着从 价逐渐增到 价的周期
3、性变化，其中元素的负化合价从 价递增到 价（F、O除外）。 (4)元素的金属性与非金属性变化规律：同周期，随原子序数递增，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族，随核电荷数（或原子序数）的递增，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。,+1,+7,-4,-1,减弱,增强,增强,减弱,二、元素周期表及其应用 1.元素周期表的编排 按 递增的顺序从左到右排列； 将 相同的元素从左到右排成一横行； 把 相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。,原子序数,电子层数,最外层电子数,2.周期表的结构（横七竖“十八”） (1)周期：在元素周期表中每一横行称为一个 ，7个横行为 个周期。短周期指 三个周期；长周期
4、指 三个周期；第 周期未排满，称作不完全周期。 (2)族：18个纵行，共 个族： 个主族、 个副族、 个第族， 个零族，第 。 纵行为零族；第 三个纵行为第族。,周期,7,1、2、3,4、5、6,16,7,7,1,1,18,8、9、10,7,3.依据元素周期律与元素周期表之间的关系，金属元素位于周期表中 ，非金属元素位于周期表中 ，金属性最强的元素为 ，非金属性最强的元素为 。位于周期表中金属与非金属分界线附近的元素既有 又有 。,左下方,右上方,钫,氟,金属性,非金属性,重点知识归纳 1.元素周期律：元素的性质随核电荷数（或原子序数）的递增而呈周期性变化的规律称元素周期律。,续表,2.元素的
5、金属性与非金属性比较 从结构上理解元素的金属性与非金属性递变规律：同主族元素的原子从上到下原子半径依次递增，核对电子的吸引能力依次递减，失电子能力增强，得电子能力减弱，即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素（稀有气体除外）的原子从左到右原子半径依次递减，核对电子的吸引能力依次递增，得电子能力增强，失电子能力减弱，即非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。,(1)比较元素金属性强弱的实验事实： 单质与水或酸反应置换出氢的难易程度（金属活动性顺序表）； 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； 较活泼的金属可把较不活泼的金属从它的盐溶液中置换出来； 原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强； 电解时
6、阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。,(2)比较元素非金属性强弱的实验事实： 与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性； 元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱； 置换反应：非金属性强的单质可置换出非金属性弱的单质； 电解时阳极上后析出的非金属单质比先析出的非金属单质非金属性强。,3.微粒半径大小比较规律 影响半径的主要因素是电子层数、核电荷数、核外电子数 (1)原子半径 a.同主族元素的原子半径随电子层数的递增逐渐增大。（电子层数越多半径越大）例如：LiNaKRbCs b.同周期元素（除稀有气体元素）的原子半径随原子序数的递增逐渐减小（电子层数相同情况下，核电荷数越多，半径
7、越小）。 例如：NaMgAlSiPSCl,(2)离子半径 a.对于电子层结构相同的离子，核电荷数大的半径小。如：O2-F-Na+Mg2+Al3+ S2-Cl-K+Ca2+ b.同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大。 金属阳离子半径小于其原子半径，如NaNa+（电子层数越多半径越大）。 非金属阴离子半径大于其原子半径，如Cl-Cl（电子层数、核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大）。,4.元素周期表：元素周期表是元素周期律的具体表现形式,元素种类,始终元素,与原子结构关系,元素周期表,结构,七周期,周期数=电子层数 主族序数=最层外 电子数,一 2 HHe 二 8 LiNe 三 8
8、NaAr,三长 （主副族）,四 18 KKr 五 18 RbXe 六 32 CsRn,一不全 七 32 Fr,16个族（7主7副族0族）,三短 （主族）,原子半径 主要化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物的水化物酸碱性,性质,元素周期表的应用： (1)预测元素的性质：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。解答关键：根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以判断。 (2)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)预测新元素的存在。,5.周期表中特殊
9、位置的元素(1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；(2)族序数等于周期数2倍的元素：C、S；(3)族序数等于周期数3倍的元素：O；(4)周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca；(6)周期数是族序数3倍的元素是：Na；(7)最高价不等于族序数的元素是：O、F。,6.元素周期表中“位、构、性”的三角关系,（考查元素周期表的结构）下列说法中错误的是( ) A.原子及其阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数 B.元素周期表中从B族到B族10个纵行的元素都是金属元素 C.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8 D.同一主族不同长周期元素的原子序数一定相差18,D,原子和阴离子的核外电子层数等于
10、该元素所在的周期数，而阳离子的核外电子层数比该原子的核外电子层数少一层；同一主族不同长周期元素的原子序数可能相差18个，也可能相差32个。,方法指导：本题是考查元素周期表的编排规律，在解答这类问题时，要注意运用同周期与同主族元素的异同规律，同时既要注意运用好周期表编排的一般规律，又要注意总结一些特殊的规律。如稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86，已知元素的原子序数，该元素的周期数与比其略大的稀有气体元素的周期数相同，用原子序数减去比它小的而且相近的稀有气体的原子序数，就是该元素所在的纵行数。第1、2纵行为第A、第A族，第13至17纵行(要注意第六、七周期的第3纵行有15
11、种元素)为第A至第A族，第18纵行为零族。,有关周期表的构成特点可归纳如下表：,（考查元素周期律知识的运用）已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是( ) A.铍的原子半径小于硼的原子半径 B.氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8 C.单质铍跟冷水反应产物为氢气 D.氢氧化铍可能具有像氢氧化铝既与酸反应，又与碱反应的性质,D,由Be的原子序数为4，可推知它位于第二周期、第A族。根据其位置及同周期、同主族元素原子结构和性质的递变规律，其原子半径大于B；Be原子的最外层电子数是2个，在BeCl2分子中Be最外层2个电子跟Cl共用两对电子，其最外层电子数为4个；Be的金属性小于Mg，已知Mg跟冷水不反应，Be就更不可能；铍与铝在元素周期表中处于对角线的位置，它们的金属性都比镁弱，非金属性都比硼弱，在性质上会有相似性，氢氧化铍也是具有两性的物质。 方法指导：利用同主族元素和同周期元素的性质递变规律，可以从已知元素的性质来预测或推断未知元素的性质。,方法指导：此类题主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及利用物质结构的性质进行综合推断的能力。该类题目综合性强，难度较大。必须掌握短周期所有元素的结构特点、它们在周期表中的位置和性质，以及掌握它们形成的化合物的性质，在此基础上综合分析，得到答案。,
