元素周期律复习课课件

1、第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律复 习第一章 物质结构 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

2、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。复习目标：要点提示：重点： 1、原子的构成。 2、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。3、元素周期律的实质。4、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。要点提示：重点： 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： 1、原子的构成

3、: 原子原子核核外电子质子中子原子序数2. 原子核外电子的排布 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）； 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；1234567K L M N O P Q由内到外，能量逐渐升高2. 原子核外电子的排布 分层排布：分别用n = 1、2、3. 核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳2n2个电子；(2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；(3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；（4）核外

4、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(1)各电子层最多容纳2n2个电子；表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 最外层电子数12最外层电子数18最外层电子数18表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 原子半径 大小原子半径 大小表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 主要化合价：正价+10主要化

5、合价：正价+1+5，负价：-4 -1 0主要化合价：正价+1+7，负价：-4 -10表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合4、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。 5、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。 6、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：4、元素周期律 5、元素周期律的实质 6、同周期、同主族 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7A

6、AAAAAA 0 Po At非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强非金属区 金属区零族元素 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 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A族（ ），非金属性最强的元素是 ,位于第2周期第A族（ ）。 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 1、 根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推

7、知：金属性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7. 元素周期表和元素周期律的应用 1.元素的位、构、最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质： 最外层电子数主族元素的最高正价数 8负价数最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属（3）位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性 同主族相似性从上到下，递变性（3）位置决定性质：同主族相似性从上到下，递变性（1）元

8、素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。 （2）可预测或推测元素的原子结构和性质 （3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18 （4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。 2. 元素周期律的其他应用和意义（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种判断依据金属性非金属性金属单质与水或酸反应置换出H2的难易最高价氧化物对应的水化物碱性强弱非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱规律小结：判断依据金属性非金

9、属性金属单质与水或酸反应置换出H2的难易最比较微粒半径大小的规律 同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大 同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大 即：阳离子中性原子Mg Al Si Li Na K F- Cl- F- Na+ Mg2+ Al3+ (第二周期阴离子）(第三周期阳离子） Fe+3 Fe2+ Fe H+ H CB,则它们原子序数大小顺序是（ ） ABCA BABC CBC DACB7.下列各组物质的性质变化正确的是（ ）A酸性HClO4HNO3H3PO4H2SiO4B稳定性H2SHClHBrHIC熔点PbKNaLiD溶解性NaHCO3Na2CO3NaOH DA6. A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，它们相同物8.原子序数118号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是_； （3）在室温下有颜色的气体单质是_； （4）在空气中容易自燃的单质名称是_； （5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是_； （6）原子半径最小的元素是_； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_。