2024届高考化学复习课件 元素周期律 课件.pptx

高考一轮复习元素周期律

1、宏观辨识与微观探析：认识原子核外电子排布的周期性变化，认识同周期同主族元素性质的异同，能用原子核外电子排布规律从微观结构的角度揭示元素内在性质变化的原因。2、证据推理与模型认知：根据金属和非金属性质变化规律，建立原子结构差异与元素性质差异关系的微观模型，并能够运用元素周期律完成对物质性质和结构的确定。3、科学探究与创新意识：通过对钠、镁、铝等同周期元素性质的探究实验，培养学生的动手能力和探究精神。4、科学精神与社会责任：通过学习门捷列夫对未知元素预测的化学史，体会科学家探索的精神。【教学目标】

021.定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。3.实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。2.内容：元素性质的周期性变化主要体现在。原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化、元素主要化合价的周期性变化、非金属性和金属性的周期性变化一、元素周期律基本内容

二、原子的核外电子排布的变化规律1-8规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现_______的周期性变化（第1周期除外）。

逐渐减小规律：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的周期性变化。三、元素原子半径的周期性变化

【方法技巧】微粒半径大小比较一看电子层数：电子层数越多，半径越大二看核电荷数：核电荷数越大，半径越小三看核外电子数：核外电子数越大，半径越大例1：原子半径比较：r(Be)r(Mg)r(Ca)r(Cl－)r(Cl)；r(O2－)r(Na＋)例2：离子半径比较：r(Na+)r(Na)；r(Fe)r(Fe2＋)r(Fe3＋)例3：第三周期简单离子半径比较：r(P3-)r(S2-)r(Cl-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)注意：Si无简单离子！＞＞＞＞＞＞＞＞＞

+1→+7-4→-1规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现，最低负化合价呈现的周期性变化。四、元素主要化合价的周期性变化主族序数=最外层电子数=最高正价；最高正价+/最低负价/=8特殊：F无正价，O无最高正价

1.碱金属元素原子结构最外层电子数电子层数原子半径化学性质元素的金属性单质的还原性离子的氧化性物理性质熔沸点LiNaKRbCs五、主族元素的周期性变化规律金属性判断依据：1.与O2或H2O反应剧烈程度逐渐____；2.最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐_____，如LiOHCsOH增强RbOH1增大增大增强增强减弱降低增大NaOHKOH均为金属晶体，熔沸点取决于金属离子的半径和所带电荷数

2.卤族元素原子结构最外层电子数电子层数原子半径化学性质元素的非金属性单质的氧化性离子的还原性物理性质熔沸点五、主族元素的周期性变化规律1.与H2化合的难易程度：2.氢化物的稳定性：3.最高价氧化物对应水化物的酸性：分子晶体熔沸点取决于分子间作用力FClBrI7增大增大减弱减弱增强升高由易到难：F2、Cl2、Br2、I2HF＞HCl＞HBr＞HIHClO4＞HBrO4＞HIO4非金属性判断依据：

3.第三周期元素的周期性变化规律NaMgAlSiPSCl变化趋势：电子层数，核电荷数逐渐，原子半径逐渐，元素的金属性逐渐，元素的非金属性逐渐。如何判断金属性和非金属性？五、主族元素的周期性变化规律【思考】单质的氧化性越大，元素的非金属性一定