会考复习专题6―元素周期律和元素周期表课件.ppt

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1、—核外电子排布与周期律会考复习专题会考要求知识条目会考要求①原子核外电子排布的基本规律（1～18号元素原子结构示意图）b②元素周期律（核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和非金属性的周期性变化）b③元素周期表的结构，同主族、同周期元素原子核外电子排布、元素化学性质的递变规律b④主族元素在周期表中位置、原子结构、元素性质三者的关系b⑤元素周期表的意义与作用a三、（1～20号元素原子结构示意图）（二）、元素周期律1、元素周期律内容：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律实

2、质：元素原子核外电子排布周期性变化。原子半径：同一周期从左至右原子半径逐渐减小（除惰性气外），同一主族从上至下原子半径逐渐增大；核外电子数相同时，核电核数越大，半径越小元素的主要化合价：最外层电子层数=元素的最高化合价。元素的最高化合价＋负化合价绝对值=8；最外层电子数大于或等于4时才出现负价。同周期元素性质递变规律：从左到右（除稀有气体），元素的金属性减弱，非金属性增强。同主族元素性质递变规律：从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱。4、元素性质与元素周期表中的关系金属元素NaMgAl单质与水

3、或酸反应与冷水剧烈反应与沸水反应;与酸剧烈反应与酸缓慢反应最高价氧化物对应水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强弱强碱中强碱两性氢氧化物金属性：Na>Mg>Al非金属元素SiPSCl单质与氢气反应条件需高温磷蒸气与氢气反应加热反应光照或点燃反应最高价氧化物对应的水化物原硅酸H4SiO4磷酸H3PO4硫酸H2SO4高氯酸HClO4酸性强弱弱酸中强酸强酸最强酸综上所述：NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强非金属性：Si

4、素金属性强弱的实验标志①、与水或酸反应置换出氢的难易：如KNaLi②、最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱KOHNaOHLiOH③、置换反应Fe+CuSO4==Cu+FeSO42、元素非金属性强弱的实验标志①单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性H2OH2SPH3②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱H2SiO4H3PO4H2SO4③置换反应Cl2+2KBr==Br2+2KCl>>>>>><<1~18号元素核外电子排布情况②周期序数＝电子层数③主族序数＝最外层电子数=元素的最高化合价①原子序数=质子

5、数＝核电荷数1、元素周期表的结构3个短周期（第1、2、3周期）4个长周期（第4、5、6、7周期）周期（7个)族（16个）元素周期表主族（7个）IA~VIIA1个不完全周期（第7周期）副族（7个）IB~VIIBVIII族（1个）8、9、10三个纵行零族（1个）最右边一个纵行（惰性气体元素）三、元素周期表2、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1、同一周期元素，原子序数越大，原子半径越，核对电子的引力越，失电子能力越，得电子能力越，金属性越，非金属性越。2、同一主族元素，电子层数越多，原子半径越，核对

6、电子的引力越，失电子能力越，得电子能力越，金属性越，非金属性越。大小强弱强弱强大小强弱弱四、“位、构、性”的关系结构位置性质周期、族判断元素推出位置(1)核电荷数、原子序数(2)核外电子电子层最外层电子物理性质元素性质单质性质化合物的性质离子性质金属性非金属性酸性碱性氧化性还原性稳定性可燃性……五、元素周期律及元素周期表的意义（1）是学习和研究化学的一种重要的工具（2）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。（4）为自然科学中的量变引起质变规律提供了有力的论据。（3）启发人们在周期

7、表中一定的区域内，寻找新的物质。研究新农药，寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。2、核外有10个电子的微粒：（1）分子：（2）阳离子：（3）阴离子：1、稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。（1）与He原子电子层结构相同的离子有：（2）与Ne原子电子层结构相同的离子有：（3）与Ar原子电子层结构相同的离子有：P3－、S2－、Cl－、K+、Ca2+Li＋、Be2＋、H－N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2+、

8、Al3+Na＋、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+N3－、O2－、F－、OH－、NH2－Ne、HF、H2O、NH3、CH41~20号元素微粒结构的特点1、同主族元素，电子层数越多半径越大。如：r（F）r（Cl）r（Br）r（I）；r（Li+）r（Na+）r（K+）r（Rb+）2、同周期的原子，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小；如：r（Na）r（Mg）r（Al）同电子层结构的离子，随着核电荷数的递增离子半径逐渐减小：如：r（S2-）r（Cl-）r（K+），r（O2-）r（F-