元素周期律、周期表.ppt

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1、元素周期律、周期表复习目标（掌握）1.原子序数、元素周期律2.元素周期表：周期、族与原子结构的对应关系3.原子半径、离子半径的定义、递变、大小比较4.元素性质的递变规律(原子半径、化合价、金属性和非金属性)单质及化合物性质的递变规律5.元素在周期表中的位置、元素的性质、元素的原子结构之间的相互推断（做题）为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。要求记住前36号元素的原子序数原子序数元素主要化合价的周期性变化元素原子半径的周期性变化同周期、同主族元素性质递变一、元素周期律随着原子序数核

2、电荷数递增：①原子核外电子排布呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属呈周期性变化元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化的实质是：元素原子的核外电子排布的周期性变化。二、元素周期表根据元素周期律，把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样就可以得到一个表，这个表就叫做元素周期表。1、元素周期表的编排方法元素周期表是元素周

3、期律的具体表现形式2、元素周期表的结构周期短周期：第1~3周期长周期：第4~6周期不完全周期：第7周期同周期元素性质递变规律：从左到右（稀有气体除外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。族主族：IA~VIIA族副族：IB~VIIB族VIII族：由3个纵行组成0族：稀有气体元素同主族元素性质递变规律：从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3、元素周期表与原子结构的关系周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价数主族元素的负化合价数=主族序数－81、原子核内无中子的原子：1H2、最外层有1

4、个电子的元素：H、Li、Na3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He5、最外层电子数比次外层电子数多的元素：第二周期元素（2倍的是C、3倍的是O、4倍的是Ne）4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar6、电子层数等于最外层电子数的元素：H、Be、Al7、电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be8、次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si9、内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P1－18号元素原子结构特点本节专题小结一、1－18号元素原子结构特点二、周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律同周期（从

5、左到右）同主族（从上到下）价电子（最外层电子数）由1递增至7相同主要化合价最高正价+1+7负价—4—1最高正价相同原子半径由大到小，突然增大逐渐增大金属性与非金属性金属性减弱，非金属性增强金属性增强，非金属性减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱、酸性增强碱性增强，酸性减弱非金属的气态氢化物生成由难到易，稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得、失电子能力失电子由大小，得电子由小大得电子由大小，失电子由小大三、金属性、非金属性强弱判断1、金属性(1)单质与水或酸反应产生H2的难易(2)氧化物的水化物碱性减

6、弱(3)单质还原性（或离子氧化性）(4)置换反应2、非金属性(1)与H2反应的难易或气态氢化物的稳定性(2)最高价含氧酸的酸性(3)单质的氧化性（或离子的还原性）(4)置换反应四、等电子体：含有相同电子总数的粒子含有10个电子的粒子有：1、分子：HF、H2O、NH3、CH42、原子：Ne3、阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+4、阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－含有18个电子的粒子有：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、Ar、S2－、Cl－、K+、Ca2+、HS－含有2个电子的粒子有：H

7、－、He、Li+、Be2+具有2、8结构的粒子：五、具有相同电子层结构的粒子N3－、O2－、F－（Ne）Na+、Mg2+、Al3+具有2、8、8结构的粒子：S2－Cl－（Ar）K+Ca2+注意这些原子（或离子）在周期表中的位置和排列规律以及半径大小。六、微粒半径比较规律(1)同一种元素的微粒看核外电子数。核外电子数越多，微粒半径越大。如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；(2)电子层结构相同时，比核电荷数。核电荷数越大，微粒半径越小。如:r(F－)＞rNa+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)；(3)同周

8、期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小。同主族元素原子和离子半径随原子序数递增逐渐增大。AB型：NaCl、HCl、MgO、CO、NO、NaH……A2B型：Na2S、H2O、N2O……AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、（FeS2）……A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2……A