元素周期律复习课.ppt

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律复习复习目标：知识与技能：1、了解元素原子核外电子的排布规律。2、掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性的变化。3、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性的变化的规律。4、掌握元素周期表和元素周期律的应用。5、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。6、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。过程与方法1、归纳法、比较法。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。2自主分析化合价与元素在周期表中位置的关系。情感、态度与价值观1培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。2培养学生辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。3培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。要点提示：重点：原子的构成。掌握原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。元素周期律的实质。位置、结构、性质三者之间的关系。难点：位置、结构、性质三者之间的关系。1、原子的构成:原子{原子核核外电子{质子中子原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数元素种类原子(核素)种类元素的化学性质}决定决定决定质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）一、知识回顾：2.原子核外电子的排布①分层排布：分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；②在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起；1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐升高01各电子层最多容纳2n2个电子；02最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；03次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；04核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。3.核外电子的排布规律01.表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价02.最外层电子数1→203.最外层电子数1→8最外层电子数1→8原子半径大→小02表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价01原子半径大→小表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价01主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→004主要化合价：正价+1→002主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→003元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：010302非金属性逐渐增强BAlSiGeAsSbTeⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt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1、①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是————,位于第6周期第ⅠA族（），非金属性最强的元素是————,位于第2周期第ⅦA族（）。②位于————的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数（2）最低负价数＝主族序数－8＝最外层电子数－8铯（Cs）左下角氟（F）右上角分界线附近2、元素的化合价与位置、结构的关系7.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（1）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