高中化学元素周期表PPT012.ppt

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1、（1）了解元素、核素、同位素的含义 （2）了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及他们的相互关系 （3）了解原子核外电子排布 （4）掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构及其应用。掌握同一周期、同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。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 （5）了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成,高考考纲要求,基础回归 1.原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，原 子序数= = = 。 2.元素周期表的编排原则 （1）横行：把 相同的元素按 的顺序从左至右排成横行。 （2）纵行：把不同横行中 相等的元 素

2、，按 的顺序，由上而下排成纵行。,核电荷数,质子数,核外电子数,电子层数,原子序数递,增,最外层电子数,电子层数递增,3.元素周期表的结构 (1)周期（七个横行，七个周期）,2,8,8,18,18,32,54,36,18,10,2,32,(2)族（18个纵行，16个族）,8、9、10,18,误区警示 在长式周期表中，通常把第6周期的57号71号15种元素以及第7周期的89号103号15种元素 分别放在B的同一个格中，但这并不是说它们分 别是同位素，也并不表示它们是元素周期表的另外 两个周期，这样设计仅仅是为了整齐美观。,元素的性质与原子结构的关系 1.元素的性质决定于 和 ，主要决定于 。 2

3、.同一主族的元素，从上到下，原子核外电子层数依次 ，原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 同主族元素性质不一定相似，如第A族中的元素，氢元素与碱金属元素性质就不同。,电子层数,最外层电子,数,增多,增大,增强,减弱,增强,减弱,特别提醒,基础回归,最外层电子数,基础回归 1.原子的构成 (1)原子的组成,原子 （ ）,原子核 核外电子（Z个）最外层电子数决定元 素的 性质,质子（Z个）决定 的种类 中子（A-Z）个,元素,在质子数确定后 决定 种类,原子,(2)符号 中各数字的含义,化学,同位素,(3)组成原子的各种微粒及相互关系 质子数（Z）=

4、= 质量数（A）= + 阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数 阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数 有质子的微粒不一定有中子如 。 有质子的微粒不一定有电子如H+。 质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。 任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。,核电荷数,核外电子数,质子数（Z）,中子数（N）,误区警示,2.元素、核素、同位素,3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有同位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量

5、是按各种天然同位素原子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质量，而非核素（或原子）的相对原子质量。,拓展提升 同素异形体 同一种元素形成的性质不同的单质互为同素异形 体。例如金刚石和石墨是碳的同素异形体。同素异形体之间物理性质不同，化学性质略有差异。一般地讲，同素异形体之间的转化是化学变化。,要点一 判断元素金属性、非金属性强弱的方法 1.根据元素在周期表中的位置,要点精讲,2.根据金属活动性顺序表 金属的位置越靠前，其金属性越强。 3.根据实验 (1)元素金属性强弱的比较 根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性

6、越强。 根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。 根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。,根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。 根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。 (2)元素非金属性强弱的比较 根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。 根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则

7、其对应元素的非金属性越强。,根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。 根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。 根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。,特别提醒(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容 易，故Na的金属性比Mg强。 (2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如2Fe+3Cl2 2FeCl3,Fe+S F

8、eS,则元素非金属性ClS。 (3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高 价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4H3PO4可判断非金属性：SP；但酸性H2SO4HClO,HClH2S，均不 能用于判断元素非金属性强弱。,要点二 根据原子结构推断元素在周期表中的位置 1.推断中常利用的数值关系 (1)常见的等量关系 核外电子层数=周期数； 主族序数=最外层电子数=最高正价=8-|最低负价|； (2)序差关系 同主族、邻周期元素的原子序数差 a.位于过渡元素左侧的主族元素，即A、A族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在 周期所含元素种数；,b.位于过渡元素右侧的主族元素，即AA

9、族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为：35-17=18（溴所在第四周期所含元素的种数）。,基础回归 1.电子层的表示方法及能量变化,K,L,M,N,O,P,Q,近,远,低,高,原子核外电子排布规律,2.原子核外电子排布规律 （1）能量最低原理：核外电子总是尽可能先排布在能量 的（离原子核 ）的电子层里。 （2）每层最多容纳的电子数为： 个 （3）最外层电子数最多不超过 个（k层为最外层时不超过 个） （4）次外层电子数最多不超过 个。 （5）倒数第三层电子数最多不超过32个。 核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立

10、地应用其中一条。,最低,最近,2n2,8,2,特别提醒,18,基础回归 1.内容 元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。 2.实质 元素原子 的结果。 3.元素周期表中主族元素性质的递变规律,原子序数,周期性,核外电子排布周期性变化,逐渐减小,逐渐增大,相同,逐渐增多,逐,渐增多,相同,逐渐增强,逐渐增强,逐渐增强,逐渐增强,逐渐减弱,逐渐减弱,逐渐减弱,逐渐减弱,主族序数,主族,序数,增强,减弱,增强,减弱,容易,增强,困难,减弱,提示 常见元素化合价的一些规律 （1）金属元素无负价，金属单质只有还原性。 （2）氟无正价，氧一般无正价。 （3）若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于

11、最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8（H除外）。,基础回归 1.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。,位于分界线附近,2.元素周期律和元素周期表的应用,2.元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据周期表中的位置寻找未知元素。 (2)预测元素的性质（由递变规律推测）。 比较不同周期、不同主族元素的性质。 如金属性MgAl,CaMg,则碱性Mg(OH)2Al(OH)3,Ca(OH)2 Mg(OH)2（填“”、“”或“=”）; 推测未知元素的某些性质。 如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2 溶；再

12、如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为 色固体，与氢 化合，HAt不稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。,难,有,难,酸,不,(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。 在周期表中 寻找半导体材料;在周期表中的 附近探索研制农药的材料； 在 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。,金属与非金属的分界处,F、Cl、S、P等,过渡元素,要点一 原子核外电子排布的特殊规律及电子数相 等的微粒 1.记住1-20号元素的特殊的电子层结构 记熟是准确快速解题的前提 （1）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K; （2）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar； (3)最

13、外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C； (4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；,要点精讲,提醒：,（5）最外层电子数是内层电子总数一半的元素： Li、P; (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。 （7）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素： Li、Si; (8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg; (9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S； （10）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。,2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。,Ne,HF、H2O、 NH3、CH4,F-、 O2-、N3-、OH-、 NH,N

14、a+、 Mg2+、 Al3+、 H3O+、 NH,Ar,HCl、H2S、PH3、SiH4、 F2、H2O2、 N2H4、C2H6、CH3OH、CH3F,Cl-、S2-、HS-、 O,K+、Ca2+,特别提醒 若两种微粒的质子数和核外电子数分别相等，则它们的关系可能是 （1）两种原子（同位素）如： H、 H、 H。 （2）两种分子如：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。 （3）两种带电荷数相同的阳离子，如NH 、H3O+。 （4）两种带电荷数相同的阴离子，如OH-、F-。,要点三 “位”、“构”、“性”三者之间的关系 1.“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下,（1）原子结构与元素在周期表中

15、的位置关系 主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。 核外电子层数=周期数。 质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。 最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。 最外层有1个或2个电子，则可能是第A、第A族元素，也可能是副族、第族或0族元素氦。,（2）性质与位置互推是解题的关键 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： 元素的金属性、非金属性。 气态氢化物的稳定性。 最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 （3）结构和性质的互推是解题的要素 电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。 同主族元素最外层电子数

16、相同，性质相似。 正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。 判断元素金属性和非金属性的方法。,2.元素“位、构、性”规律中的特例 在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足 够的注意，否则在解题时会误入歧途； （1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但 无中子。 （2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素 开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。 （3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素， 但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位 素。 （4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定 大，如18Ar的相对原子质量为39.95,大于19K的39.10。,（5）一般元素性质越活泼

17、，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2 比白磷、红磷稳定得多。,2.推断方法 (1)根据核外电子排布规律 最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素。 最外层有1个或2个电子，则可能是A、A族元素又可能是副族、族或0族元素氦。 最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。 某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。,(2)周期尾序推算法 首先熟记各周期0族元素原子序数，然后拿已知元素原子序数去比较。,若b-a=12，则B元素处于A元素的下周期A或A族，如38号元素比第4周期氪的原子序数（36）多2，故该元素处在第5周期A族。 若a-b=15，则B元素处于A元素所在周期的AA族，如49号元素比第5周期的氙（54号）原子序数少5，因此该元素处在第5周期A族。 如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。 如84号元素所在周期和族的推导： 84-54-14=16，即在16纵行，可判断为A族，第六周期。,(3)根据各周期所含的元素种类推断 步骤为：原子序数减去各周期所含的元素种数。如：114号元素在周期表中的位置114-2-8-8-18-18-32-32=-4，即为第七周期，第A族。,