元素周期表和元素周期律复习全面版ppt课件
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高三化学总复习之 元素周期律PPT课件
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8
9
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L K
8 2
3
11
1 2
III
B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII
IB
II 1 B3
1 4
1 5
1 6
1 7
1 8
M L k
18 8 2
最4 外
1 9
2 0
2 1
2 2
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25
26
2 7
2 8
2 9
3 0
3 1
3 2
3 3
3 4
3 5
3 6
层5 电
3
71
3
82
3 9
4 0
4 1
增 强
Rb Sr In Sn Sb Te I
酸 性 逐 渐 增 强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
碱性逐渐增强
第20页/共31页
3.气态氢化物的热稳定性
热稳定性增强
热 稳 定 性 减 弱
B CNO F
热
Si P S Cl
稳
定
As Se Br
性
Te I
增 强
At
热稳定性减弱
第21页/共31页
一、核外电子排布与元素周期律
1.元素周期表的编制原则： (1)将电子层数相同的元素，按原子序数递
增的顺序从左到右排成横行——周期 (2)将最外层电子数相同的元素，按电子层
数递增的顺序从上到下排成纵行——族
1H
2He
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
优秀课件——元素周期律(共45张PPT)
化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
第六章第2节 元素周期律和元素周期表(共103张PPT)
＋1→＋7 最高正化合价： －4→－1 最低负化合价：
相似
最高正化合 结 主要化合 价＝主族 构 价 负化合价＝－(8－主族 序数＝最 ↓ 序数 外层电子 增强 减弱) 数(O、F 性 增强 除外) 质 ↓ 元素原子 失 逐渐 逐渐 应 电子能力
减弱 金属性逐渐 元素的金属性 增强 ，非金属性 增强 和非金属性 逐渐 减弱 增强 离子的氧化性 阳离子氧化性 ，阴离子还 减弱 结 和还原性 原性 构 增强 最高价含氧酸 减弱 逐渐 ↓ 酸性 性 难 最高价氢氧化 质 物 逐渐 ↓ 的碱性
答案：B 解析：由题综合判定W、X、Y、Z分别为H、 Mg、Al、Si元素。
知识点二
元素周期律
1.定义 原子序数 元素的性质随着 变化的规律。 2．实质 元素原子 核外电子排布
周期性 的递增而呈
的周期性变化。
3．元素周期表中主族元素性质的递变规律 同周期(左→ 同主族(上→ 相同 递增 右) 下) 递增 相同 电子层 数 结 电子 递增 递增 层 最外层 构 (1→8 递减 (族序数) 结构 电子 递增 ↓ 或2) 数 减小 性 增大 核电荷数(核 减小 质 内质子数) ↓ (除稀
答案：D 解析：A项还原性逐渐增强，A错误；B项中 应为最高价含氧酸，B错误；C项中应为Fe3 ＋>Cu2＋，C错误。
知识点三
族 周期 1 2 3 4 5 6 7
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表中元素的分区
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
左面 (1)金属元素：位于分界线的 区域， 包括所有的 主族 元素和部分 元素。 过渡 (2)非金属元素：位于分界线的 区域， 右面 包括部分主族元素和 族元素。 0_ (3)分界线附近的元素，既能表现出一定的 金属性 ，又能表现出一定的 。 非金属性 2．元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据周期表中的位置寻找未知元素。
元素周期律、元素周期表-PPT课件
如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。
②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素 在第6周期第ⅣA。 ③若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素118号相比按上面的方法推算。如 116号元素应在第7周期ⅥA。 （2）同族的上下周期元素原子序数之间的关系 ①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能
【例2】短周期的三种元素分别为X、Y和Z，已知X元素的原子最外层只有一个电
子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素 原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种 元素所组成的化合物的分子式不可能是( A.X2YZ4 B.XYZ3 C.X3YZ4 ) D.X4Y2Z7
考点1一原子结构 一、构成原子或离子微粒间的数量关系： （1）质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数； （2）质量数=质子数+中子数；
（3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数；
（4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数； （5）原子的质量数≈该同位素原子的相对原子量； （6）元素的质量数≈该元素的平均相对原子量。 二、核外电子排布特点归纳 （1）前18号元素排布的特点 ①原子核中无中子的原子为1 1H；
够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA族的元素的原子序数等于上一种元素的原子
序数+上一周期所上一种元素Rb的原 子序数）+18（Rb所在的周期能够排列的元素种类数）=55。
②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够 排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数 +下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数=16（上一种元素S的原子序
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▪ 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。
Na~Ar 18 K~Kr 18 Rb~Xe 32 Cs~Rn
数递增的顺序从上到下排成纵行。
8
▪ 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
一个周期 ，7个横行为7 个周期。短周
期 三 周1、指个期2周。、期37；第三个周周期期未；排长满周，期4称、指作5不、完6 全
▪
(2)族：18个纵行，共16 个族：7 个主
族7、 个副族1、 个第Ⅷ族1， 个零族，18
13
▪ (1)比较元素金属性强弱的实验事实： ▪ ①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）； ▪ ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； ▪ ③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； ▪ ④原电池中作负极的金属比作正极的金属金
属性强； ▪ ⑤电解时阴极上后析出的金属比先析出的金
4
▪ 基础知识回顾
▪ 一、元素周期律
▪
1.定义：元素的性质 随核电荷数（或原 。
▪子素序周数期）律的。递增而呈周期性 变化的规律称元
▪ ▪
2.元的素周周期期性律变的化实。质：元素原子核外电 。
子排布
5
▪ 3.元素周期律的具体内容： Nhomakorabea▪ (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1出现 递8增到 的变化。
▪ (2)原子半径变化规律：同周期，随
核半电径荷数（或原子序数）递的增 ，原子 递▪ 减 ，同主族，随核电荷数（或原子序
数）递的增 ，原子半递径增 。（稀有气
体元素原子的半径由于测定方法不同除
外。）
6
▪ (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+1着从 价逐渐+7增到 价 价-1的递周增期到性变价化（，F、其O中除元外素）的。负化合-4价从 ▪ (4)元素的金属性与非金属性变化规律：
▪ 例如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
16
▪ (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Na＞Na+ （电子层数越多半径越大）。
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。
变化方式
同周期（从左到 同主族（从上到
右）
下）
①原子半径
递减
递增
②电子层数
相同
依次增多
③最外层电子数
依次增多
相同
④元素主要化合 价
最高正化合价： +1→+7（F、O 除外）非金属 负价：-4→-1
最高正价=主族序 数最高正价、 负价相同
11
▪ 续表
1
2
▪ 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。
3
▪ 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。
第。
8、9、10
▪ 纵行为零族；第 。
三个纵行为第Ⅷ族
9
▪ 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左下方，非金
属元素位于周期表右中上方 ，金属性最强
的元钫素为 ，非金属性最强的元氟素为 。 位于周期表中金属与非金属分界线附近的
元素既有
又有
。
金属性 非金属性
10
▪ 重点知识归纳 ▪ 1.元素周期律：元素的性质随核电荷
同周期，随原子序数递增，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族，随核减电弱荷数 （或原子序增数强）的递增，金属性逐渐 ，
非金属性逐渐 。
增强
减弱
7
▪ 二、元素周期表及其应用
▪ 1.元素周期表的编排
▪ ①按原子序数 递增的顺序从左到右排列
； ▪
②将电子层数
相同的元素从左到右排成
一横行；
▪
③把最外层电子数 相同的元素按电子层
▪ 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）。
17
▪ 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
一 2 H~He
元 素
三短 二 8 Li~Ne
结构
七 周 期
（主族） 三 8 （主三副长族）五六四
变化方式
⑤元素非金属性 ⑥元素金属性 ⑦最高价氧化 物水化物酸性 ⑧最高价氧化 物水化物碱性 ⑨非金属单质和 氢气化合的难易 ⑩气态氢化 物稳定性
同周期（从左到 右） 递增 递减 递增
递减
逐渐变易
逐渐增强
同主族（从上到 下） 递减 递增 递减
递增
逐渐变难
逐渐减弱 12
▪ 2.元素的金属性与非金属性比较
属金属性强。
14
▪ (2)比较元素非金属性强弱的实验事实： ▪ ①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； ▪ ②元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱
； ▪ ③置换反应：非金属性强的单质可置换出
非金属性弱的单质； ▪ ④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。
15
▪ 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 ：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
▪ 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，半径越小）。
Na~Ar 18 K~Kr 18 Rb~Xe 32 Cs~Rn
数递增的顺序从上到下排成纵行。
8
▪ 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
一个周期 ，7个横行为7 个周期。短周
期 三 周1、指个期2周。、期37；第三个周周期期未；排长满周，期4称、指作5不、完6 全
▪
(2)族：18个纵行，共16 个族：7 个主
族7、 个副族1、 个第Ⅷ族1， 个零族，18
13
▪ (1)比较元素金属性强弱的实验事实： ▪ ①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）； ▪ ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； ▪ ③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； ▪ ④原电池中作负极的金属比作正极的金属金
属性强； ▪ ⑤电解时阴极上后析出的金属比先析出的金
4
▪ 基础知识回顾
▪ 一、元素周期律
▪
1.定义：元素的性质 随核电荷数（或原 。
▪子素序周数期）律的。递增而呈周期性 变化的规律称元
▪ ▪
2.元的素周周期期性律变的化实。质：元素原子核外电 。
子排布
5
▪ 3.元素周期律的具体内容： Nhomakorabea▪ (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1出现 递8增到 的变化。
▪ (2)原子半径变化规律：同周期，随
核半电径荷数（或原子序数）递的增 ，原子 递▪ 减 ，同主族，随核电荷数（或原子序
数）递的增 ，原子半递径增 。（稀有气
体元素原子的半径由于测定方法不同除
外。）
6
▪ (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+1着从 价逐渐+7增到 价 价-1的递周增期到性变价化（，F、其O中除元外素）的。负化合-4价从 ▪ (4)元素的金属性与非金属性变化规律：
▪ 例如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
16
▪ (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Na＞Na+ （电子层数越多半径越大）。
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。
变化方式
同周期（从左到 同主族（从上到
右）
下）
①原子半径
递减
递增
②电子层数
相同
依次增多
③最外层电子数
依次增多
相同
④元素主要化合 价
最高正化合价： +1→+7（F、O 除外）非金属 负价：-4→-1
最高正价=主族序 数最高正价、 负价相同
11
▪ 续表
1
2
▪ 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。
3
▪ 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。
第。
8、9、10
▪ 纵行为零族；第 。
三个纵行为第Ⅷ族
9
▪ 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左下方，非金
属元素位于周期表右中上方 ，金属性最强
的元钫素为 ，非金属性最强的元氟素为 。 位于周期表中金属与非金属分界线附近的
元素既有
又有
。
金属性 非金属性
10
▪ 重点知识归纳 ▪ 1.元素周期律：元素的性质随核电荷
同周期，随原子序数递增，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族，随核减电弱荷数 （或原子序增数强）的递增，金属性逐渐 ，
非金属性逐渐 。
增强
减弱
7
▪ 二、元素周期表及其应用
▪ 1.元素周期表的编排
▪ ①按原子序数 递增的顺序从左到右排列
； ▪
②将电子层数
相同的元素从左到右排成
一横行；
▪
③把最外层电子数 相同的元素按电子层
▪ 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）。
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▪ 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
一 2 H~He
元 素
三短 二 8 Li~Ne
结构
七 周 期
（主族） 三 8 （主三副长族）五六四
变化方式
⑤元素非金属性 ⑥元素金属性 ⑦最高价氧化 物水化物酸性 ⑧最高价氧化 物水化物碱性 ⑨非金属单质和 氢气化合的难易 ⑩气态氢化 物稳定性
同周期（从左到 右） 递增 递减 递增
递减
逐渐变易
逐渐增强
同主族（从上到 下） 递减 递增 递减
递增
逐渐变难
逐渐减弱 12
▪ 2.元素的金属性与非金属性比较
属金属性强。
14
▪ (2)比较元素非金属性强弱的实验事实： ▪ ①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； ▪ ②元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱
； ▪ ③置换反应：非金属性强的单质可置换出
非金属性弱的单质； ▪ ④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。
15
▪ 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 ：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
▪ 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，半径越小）。