元素周期律和元素周期表ppt课件

元素周期律和元素周期表,1,三年30考 高考指数: 1.了解元素周期表的结构(周期、族)及其应用。 2.掌握元素周期律的实质。 3.掌握同一周期、同一主族内元素性质的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递变规律。,一、元素周期表 1原子序数 原子序数=_=质子数=_ 2元素周期表的两个编排原则 元素的_相同 (1)周期横行 左右：_递增,核电荷数,核外电子数,电子层数,原子序数,元素的_相同 (2)族纵行 上下：_递增 3元素周期表的结构3短4长“7”不全，7主7副和0 (1)7个周期(7个横行)。,最外层电子数,电子层数,每周期最多容纳元素数目,第四周期18种元素。,第一周期2种元素。,周 期,短周期,长周期,第二周期8种元素。,第三周期8种元素。,第五周期18种元素。,第六周期32种元素。,第七周期最多容纳32种元素。,每周期0族元素及其原子序数,10,18,36,54,86,2,(2)16个族(18个纵行)。 主族：由短周期元素和长周期元素组成的族。,A,A,A,A,A,A,A,副族：完全由长周期元素组成的族。 第族：包含_。 0族：又称稀有气体元素，为第_纵行。,B,B,B,B,B,B,B,第8、9、10三个纵行,18,二、元素周期律 1.元素周期律“一增一变” 元素的性质随着_而呈周期性变化的规律。 2.元素周期律的实质 元素原子_的周期性变化。,原子序数的递增,核外电子排布,3.主族元素的周期性变化规律,电子层数,相同,依次增加,最外层电子数,依次增加1个,相同,原子半径,逐渐减小,逐渐增大,金属性,逐渐减弱,逐渐增强,非金属性,逐渐增强,逐渐减弱,主要化合价,最高正价：+1+7 负化合价：主族序数-8,最高正价数=主族序数(O、F除外）,三、元素周期表和元素周期律的应用 1.元素周期表的分区 (1)分界线：金属元素与非金属元素(氢除外)分界线是沿着 _与_。,Al、Ge、Sb、Po,B、Si、As、Te、At,(2)各区位置。,族,1 2 3 4 5 6 7,A A A A A A A,0,稀 有 气 体 元 素,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,Po,At,元素,元素,非金属,金属,金属性最强的元素位于元素周期表左下角，是_元素。 非金属性最强的元素位于元素周期表右上角，是_元素。 2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。,Fr,F,3寻找新材料 将下面左右两侧对应内容连线。,分界线附 近元素,过渡元素,氟、氯、 硫、 磷等元素,a.优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料,b.研制农药的材料,c.半导体材料,元素金属性和非金属性强弱的判断依据 1.元素金属性强弱的判断依据 (1)根据元素在周期表中的位置。 同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱； 同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强。 (2)根据金属活动性顺序表：一般排在前面的金属金属性较强，如金属性AlFe。 (3)根据原电池反应：原电池中作负极的金属一般金属性较强。,(4)根据相关物质的性质。,可总结为：“易失碱强，金属性强”,2.元素非金属性强弱的判断依据 (1)根据元素在周期表中的位置。 同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强； 同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱。,(2)根据相关物质的性质。,可总结为：“易得酸强，非金性强”,【高考警示钟】 (1)元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性NaAl。 (2)对于Mg、Al、NaOH溶液形成的原电池中，虽然Al作负极，但不能说明Al的金属性比Mg强。因为金属性强弱的判断是根据金属与酸反应放出H2的难易，此处的电解质溶液为NaOH溶液。,(3)判断非金属性强弱时可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，不是最高价氧化物对应的水化物或无氧酸，不能作为判断依据。,主族元素微粒半径大小的比较 1.原子半径的三种比较方法 (1)同一周期元素原子，原子序数越大，原子半径越小。例如：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl) (2)同一主族元素原子，电子层数越多，原子半径越大。例如：r(I)r(Br)r(Cl)r(F) (3)不同周期，不同主族元素的原子。 原子半径可根据同主族与同周期原子半径的比较规律解决。如比较r(K)与r(Mg)原子半径，可利用同主族r(K)r(Na)，然后利用同周期r(Na)r(Mg)可得出r(K)r(Mg)。,2.离子半径的四种比较方法 (1)同种元素的粒子，电子数越多，半径越大。 例如：r(Cl-)r(Cl)；r(Fe)r(Fe2+)r(Fe3+) (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 例如：r(O2-)r(F-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+) (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。例如：r(K+)r(Na+)r(Li+);r(S2-)r(O2-) (4)所带电荷、电子层数都不相同的离子，可选一种离子参照比较。例如：比较r(K+)与r(Mg2+)的大小，可选r(Na+)作参照：r(K+)r(Na+)，r(Na+)r(Mg2+)，故r(K+)r(Mg2+)。,【高考警示钟】 (1)该部分考试中容易出错的地方是电子层结构相同的微粒半径的比较。电子层结构相同的微粒半径看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；不是核电荷数越大，半径越大。 (2)第三周期中离子半径最小的离子为Al3，可以用于元素推断中元素种类的确定。 (3)不是同周期或同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。,元素位置、原子结构、元素性质之间的关系 同一元素的“位、构、性”关系可表示如下：,1结构与位置互推 (1)掌握四个关系式。 电子层数周期数 质子数原子序数 最外层电子数主族序数 主族元素的最高正价=族序数最低负价=族序数-8,(2)掌握三个特殊规律。 各周期所能容纳元素种数 稀有气体的原子序数及在周期表中的位置 同族上下相邻元素原子序数的关系 同族上下相邻元素原子序数差与元素在周期表中的位置有关。,2性质与位置的互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： (1)元素的金属性、非金属性。 (2)气态氢化物的稳定性。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。,3.结构与性质的互推 (1)最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。 (2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 (3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。,【高考警示钟】 (1)元素“位构性”的相互推断类型题目所给的信息较多，在审题过程中一定要注意找全信息和信息之间的联系。 (2)在题目的已知信息中可能有的元素没有已知信息，难以确定其名称和结构，这样的题目要通读全题，在题目的所求填空的信息中找出对该元素有用的信息。,【拓展延伸】根据原子序数确定元素在周期表中的位置方法 (1)0族序数，要熟记。 要熟记每周期稀有气体元素的原子序数。,(2)比大小，定周期。 若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周期；若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数大，则该元素在稀有气体元素所在周期的下一周期。 (3)求差值，定族数。 若某元素原子序数比相应稀有气体元素多1或2，则该元素处于该稀有气体元素所在周期的下一周期的A族或A族；若比相应稀有气体元素少15，则该元素处于稀有气体元素所在周期的AA族。对于过渡元素族序数的确定另行考虑。,