【名师伴你行】2014高考化学一轮复习 周期律学案课件 新人教版.ppt

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1、学案20周期律判断下列说法的正确与否，在正确的后面画“√”，在错误的后面画“×”。(1)第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性()(2)碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低()(3)硫与硒(Se)同主族，硒(Se)的最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱()(4)砹(At)是ⅦA族元素，其氢化物的稳定性大于HCl()解析：NH3溶于水后，水溶液为碱性。×√解析：由硫与硒(Se)同主族且硒一定位于S的下方，S的非金属性大于Se，酸性：H2SeO4＜H2SO4。√解析：稳定性HAt

2、该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3()(6)第n主族元素其最高价氧化物分子式为R2On，氢化物分子式为RHn(n≥4)()(7)同一周期元素的原子，半径越小越容易失电子()解析：氢化物的化学式为H2X，说明X是－2价，X的最高正价为＋6价，最外层有6个电子，是非金属元素，最高价对应水化物的化学式是H2XO4。×解析：主族元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值相加等于8，最高价氧化物分子式为R2On，则其氢化物的分子式为RH8－n。×解析：同一周期元素的原子，半径越小越容易得电子。×(8)离子的电荷越高，它的氧化性就一定越强()(9)

3、电子层结构相同的离子半径随原子序数递增而增大()(10)单质铍可以跟冷水反应产生氢气()解析：Al3＋的氧化性远不如Ag＋强。×解析：电子层结构相同的离子原子序数越大，离子半径越小。×解析：Mg不与冷水作用，Be金属性弱于Mg，更难与冷水反应。×考点1元素周期律*自主梳理*一、元素周期律1.定义：随着原子序数的递增而呈变化的规律。2.实质：元素原子的周期性变化。3.元素周期表中主族元素性质的递变规律元素的性质周期性核外电子排布相同递增递增相同递增递增递减递增减小减小增大+1→+7-4→-1减弱减弱增强增强减弱增强减弱减弱增强强增强减弱减弱增强增强减

4、弱减弱增强难越来越二、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的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。分界线附近氟、氯、磷2.元素周期表和元素周期律应用的重要意义（1）科学预测为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。（2）寻找新材料①在附近的元素中寻找半导体材料；②在中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金；③在周期表中的附近探索研制农药的材料。分界线过渡元素1.微粒半径大小的比较(1)核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大，即同种元素：阳离子半径<原子半径<阴离子半径，如：H+＜H＜H-。(2)电子数

5、相同的微粒，核电荷数越多则半径越小，即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小。(3)电子数和核电荷数都不同的微粒：①同主族的元素，无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。如：第ⅠA族：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+;第ⅦA族：F-＜Cl-＜Br-＜I-。②同周期：原子半径从左到右逐渐减小。③同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开，同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。如r(Na+)

6、同主族，比较原子半径时，要寻找到合适的中间者。如Ge、P、O的半径大小比较，可找出它们在周期表中的位置，找出三种元素的中间者（N、Si）。半径大小顺序为Ge＞P＞O。2.化合价规律（1）金属只有正价，非金属有正价也有负价，一般主族非金属元素的正负价绝对值之和为8。（2）主族元素的最高正价一般等于最外层电子数，与族数相等（F、O除外)。【例1】下列关于微粒半径的说法正确的是（）A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同C.质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大D.原子序数越大，原子半

7、径越大解析:A错，Na半径大于Br半径；B错，电子层结构相同微粒原子序数小，半径大；D错，同周期原子序数大，半径小。C【备考指南】半径大小比较“三看”：一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。1.元素性质的递变规律错误的是（）A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高C.B、C、N、O、F原子半径依次增大D.Be、Mg、Ca、Sr、Ba的金属性依次增强解析：周期

8、表中同周期元素从左到右最外层电子数依次增多，最高正化合价依次升高，原子半径依次减小，非金属性依次增强。A、B项中，元素都是