高三一轮复习 元素周期律课件

BC
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
3、下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定
C、酸性HCl ＞H2S S的最高正价为+6
AB
D、Cl的最高正价为+7，
练习
试比较 O2- ＞ F- ＞ Na+ ＞ Mg2+ ＞ Al3+ 8 10 2 9 10 2 11 10 2 12 10 2
一、原子核外电子的排布
1、电子层的划分
电子层（用n表示） 电子层符号 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 K、L、M、N、O、P、Q
离核距离
能量高低
近
低
远
高
2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）
1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最 低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能 量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层； 3）最外层电子数 不超过 8个(K层是最外层时不超2个) 次外层电子数 不超过 18个， 倒数第三层电子数 不超过 32个； （以上规律是相互联系的，不能孤立运用）
H
Li Na Be Mg B Al C Si N P O S F Cl
He
Ne Ar Kr Xe
K
Rb Cs
Ca
Ga
Ge
As
Se
Te Po
Br
I At
Sr Ba
In Tl
Sn Pb
Sb Bi
Rn
Fr
Ra
1~18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+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个；
3 原子结构示意图和离子结构示意图
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
4、稳定结构和不稳定结构
元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电 子)，这样的结构称为稳定结构； 元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2 个电子)，这样的结构称为不稳定结构。
1~18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1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
6 元素金属性强弱判断依据：
1 、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金
属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。
2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性 强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。 3、根据金属活动性顺序表来判断。 4 根据金属单质间的置换反应来判断。一种金属能将另一种金属 从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。 5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化 性越弱，则元素金属性越强。
O2- F- OH- NH2阴离子：N3－________________________ H2O NH3 CH4 Ne 分子：HF__________________________ （2） 核外电子总数为18个电子的微粒
阳离子：K+________ Ca2+
— 2 3 － S Cl— HS— 阴离子：P _____________________
单质的氧 化性、还 原性强弱
位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性
同主族
{ 从上到下，递变性
相似性
2 元素的金属性 非金属性与元素在周期表中位 置的关系
在元素周期表中，同一主族元素自上而下随核电荷数的递 增，电子层数的增多，原子半径的增大，原子核对最外层 电子的吸引能力逐渐减弱，元素原子失电子的能力逐渐增 强，得电子的能力逐渐减弱 元素的金属性逐渐增强，非 金属性逐渐减弱。 同一周期元素（稀有气体元素除外）从左到右,随原子序 数的递增， 原子半径的减小，原子核对最外层电子的吸 引能力逐渐增强，元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电 子的能力逐渐增强，元素的 金属性逐渐减弱,非金属性逐 渐增强。 Cs F
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 出氢气。 金属性：Na>Mg>Al
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢 氧化物
7 元素非金属性强弱判断依据
1、根据非金属单质与H2化合的难易程度及生成氢化物的稳定性 来判断：单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，对应元
微粒半径大小的比较规律 电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减 小。 Na >Mg >Al >Si 当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半 径逐渐增大。 Li < Na < K F- < Cl- < Br电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小 O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离 子<中性原子<阴离子 Fe+3 < Fe2+ < Fe H+ < H < H-
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+
5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数 的递增而减小。
4.下列有关元素周期律的叙述，正确的（ A ）
A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布 呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数 的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量 的递增而呈周期性变化幻灯片 21
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
非金属区
Ge As
金属区
Sb
Te Po
At
非 零 金 属 性 族 逐 渐 增 元 强
素
金属性逐渐增强
2、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，
Mg最外层有2个电子；
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
1~18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+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
2 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性
的变化。 一般情况下: 主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主 族元素的族序数 F无正价，金属元素无负价 对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8 3随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈 周期性变化。 同一主族 同一周期 4 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周 期性的变化，这一规律就叫做元素周期律。 5 元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原 子核外电子排布周期性变化的必然结果。
用电子层描述电子运动的范围和区域
多个电子的原子里，电子的能量是不相同的， 它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同 的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。 通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量 低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物 理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低； 越远，能量越高。
4．元素周期律和元素周期表应用的重要意义
(1)为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索．
(2)寻找新材料 非金属 ①半导体材料： 金属 与 交界处的元素； ②优良的催化剂： 过渡元素 ； ③耐高温、耐腐蚀的特种合金材料： 过渡元素 ； F、Cl、S、P ④高效农药：含 等元素的化合物．
非金属性逐渐增强
A B C 电子排布相同的离子，离子半径随着核电 D 荷数的递增而减小。
的半
径大小
核电荷数 电子总数 电子层数 13 10 2
请总结：
结论
原子半径和离子半径与核电荷数、
电子层数以及电子数的关系
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4
PH3
H2S HCl
磷蒸气，困难 加热反应
光照或点燃化合
非金属性：Si < P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5 SO3
H2S PH3 Ar SiH4 分子：HCl______________________________ F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F
1~18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
二 元素周期律
1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。 同一周期 同一主族
H2SiO3 H3PO4 H2SO4
硅
酸 弱 酸 中强酸 强 酸
磷 酸 硫 酸
Cl2O7
HClO4
高氯酸
更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出第三周期元素金属 性、非金属源自文库的递变规律:
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
对其他周期元素性质进行研究,也可以 得到类似的结论。 8 同一周期元素（稀有气体元素除外）从 左到右,随原子序数的递增，元素的 金属性 逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
除了氢元素以外，半径最小的是何种元素。
氟元素
除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？
钫（Fr）元素
练习
下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最 小的是（ B ）
素的非金属性越强。
2、根据非金属元素的最高氧化物对应水化物的酸性强弱来判断， 酸性越强，对应元素的非金属性越强 3、根据非金属单质间的置换反应来判断：非金属性强的元素构成 的单质可以将非金属性弱的元素构成的单质从它的盐溶液中置换
出来。
4 根据非金属元素形成阴离子的还原性强弱来判断：非金属元素 形成阴离子的还原性越弱，则对应元素的非金属性就越强。
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
非金属区
Ge As
金属区
Sb
Te Po
At
非 零 金 属 性 族 逐 渐 增 元 强
素
金属性逐渐增强
3 元素的主要化合价与元素在周期表中位置的关系
一般情况下: 主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主 族元素的族序数= 主族元素原子的价电子数 F无正价，金属元素无负价 对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8
三、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
位置 反映 决定
反映 结构 决定 决定 反 映 性质
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
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 性强弱
非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电 子数 金属元素 ＜4 非金属元素 ＞4 得失电子趋 元素的性质 势 较易失 较易得 金属性 非金属性
5、核外电子数相同的微粒
（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+ 阳离子：Na+___________________________
高考一轮复习
第五章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律
[考纲解读] 1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式) 的结构(周期、族)及其应用。 2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变 规律与原子结构的关系。 3.以ⅠA 和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质递 变规律与原子结构的关系。 4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质 的递变规律。 5 掌握 1—18 号元素原子结构示意图的表示方法。
【课堂练习】
1.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是 AB A. r / r B. r -/r
Cl F I I
C. rMg2+/Na+
D. rF-/rCl-
练习
在目前发现的元素中，