【精选】10 28高三化学第一轮复习——元素周期律 公开课.ppt

第二节 元素周期律 第五章 物质结构 元素周期律 1.掌握同一周期内元素性质(原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系； 2.掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系 3.掌握典型金属和典型非金属在周期表中的位置及其性质的关系。 考纲要求 一、元素周期律 [活动与思考] 1.根据主族元素的周期表和前面所学的知识， 你能从中找出什么规律？ 元素周期表 [小结]元素周期律 最外层电子排布 元素主要化合价 原子半径 元素的金属性及非金属性 随着原子序数的增加，元素的性质呈现周期性的变化。 元素性质的周期性变化是元素原子的 的周期性变化的必然结果。 元素的性质 周期性变化 核外电子排布 （量变 质变） 以第三周期元素为例填写下列表格 Na Mg Al Si P S Cl 元素性质变化 气态氢化物 最高价氧化物 对应水化物 金属性减弱 非金属性增强 HCl SiH4 PH3 H2S 稳定性增强 Cl2O7 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Mg(OH)2 NaOH Al(OH)3 H3PO4 H4SiO4 H2SO4 HClO4 碱性减弱 酸性增强 ⅠA 元素性质变化 最高价氧化物 对应水化物 Li Na K Rb Cs 以第ⅠA元素为例填写下列表格 金属性增强 碱性增强 Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O LiOH NaOH KOH RbOH CsOH ⅦA 元素性质变化 氢化物 最高价氧化物 对应水化物 F Cl Br I 以第ⅦA元素为例填写下列表格 HF HCl HBr HI 无 Cl2O7 Br2O7 I2O7 HClO4 HBrO4 HIO4 无 非金属性减弱 氢化物稳定性减弱 酸性减弱 （一）判断元素金属性和非金属性强弱的方法 判断元素金属性强弱的方法 1、单质跟 反应置换出氢的难易 2、最高价氧化物的 的 性强弱 判断元素非金属性强弱的方法 2、最高价氧化物的 的 强弱 1、单质与 生成气态 的难易程度以及 的 ； 3、置换反应(单质的 强弱，离子 的强弱） 3、置换反应(单质的 强弱,阴离子的 强弱） 4、其他 。 水(或酸) 水化物R(OH)n 碱 还原性 氧化性 原电池和金属活动顺序表 氢气 氢化物 氢化物 稳定性 水化物 酸性 氧化性 还原性 二、元素周期律的应用 高考热点 [活动与思考]2.寻找金属性和非金属性的变化规律 与原子半径的变化规律有什么相似的地方？ 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 H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 原子半径周期性变化 同周期，电子层数相同，质子数越 （即原子序数越大），原子半径越 ，核对电子的引力越 ，原子失电子能力越 ，得电子能力越 ， 金属性越 、非金属性越 。 2.元素的金属性和非金属性的变化规律与原子半径的变化规律的关系 同周期中：从左到右,原子半径越小，金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强 多 小 强 弱 强 弱 强 同主族：从上到下,原子半径越大，金属性逐渐增强, 非金属性逐渐减弱 同主族，电子层数越多，原子半径越 ，核对电子引力越 ，原子失电子能力越 ，得电子能力越 ， 金属性越 、非金属性越 。 大 弱 强 弱 强 弱 2.元素的金属性和非金属性的变化规律与原子半径的变化规律的关系 一看电子层数：电子层数越多，半径越大 二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大， 半径越小。 三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多， 半径越大。 （二）比较微粒半径大小的依据（三看） [练]将下列微粒按半径从大到小排序。 1. Na和Na+，Na和K; 2. K+，S2-，Cl-，Ca2+， Mg2+，O2-，Na+，F-，Al3+; 3. Cl和Cl-；Fe3+和Fe2+。 N