高考化学第一轮考点总复习课件36.ppt

2013新课程高中总复习（第1轮）热点知识剖析元素周期律和元素周期表是学习元素化合物知识的重要工具也是高考中必考的内容之一。本部分的主要考点有元素周期表的结构、元素周期性变化的规律以及元素周期表的位置与原子结构、元素性质之间的关系。这部分知识内容丰富规律性强命题的空间很大既可以在选择题中对某个知识点进行单独考查也可以在非选择题中与元素化合物、化学反应原理等知识综合起来考查解释现象、定性推断和定量计算等能力。在复习中一要注意通过归纳和对比掌握好元素周期律的本质和规律二是注意元素周期表的结构特点善于归纳表中小规律、小窍门充分挖掘周期表中蕴含的知识。基础知识回顾一、元素周期律1.定义：元素的随。的递增而呈变化的规律称元素周期律。2.元素周期律的实质：元素原子。的周期性变化。3.元素周期律的具体内容：(1)原子核外电子排布的变化规律：除H、He元素外最外电子层上的电子数重复出现递增到的变化。(2)原子半径变化规律：同周期随核电荷数（或原子序数）的原子半径同主族随核电荷数（或原子序数）的原子半径。（稀有气体元素原子的半径由于测定方法不同除外。）(3)元素的主要化合价（最高正价与最低负价）变化规律：随着原子序数的递增元素的最高正化合价重复着从价逐渐增到价的周期性变化其中元素的负化合价从价递增到价（F、O除外）。(4)元素的金属性与非金属性变化规律：同周期随原子序数递增金属性逐渐非金属性逐渐；同主族随核电荷数（或原子序数）的递增金属性逐渐非金属性逐渐。二、元素周期表及其应用1.元素周期表的编排①按递增的顺序从左到右排列；②将相同的元素从左到右排成一横行；③把相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。2.周期表的结构（横七竖“十八”）(1)周期：在元素周期表中每一横行称为一个7个横行为个周期。短周期指三个周期；长周期指三个周期；第周期未排满称作不完全周期。(2)族：18个纵行共个族：个主族、个副族、个第Ⅷ族个零族第。纵行为零族；第三个纵行为第Ⅷ族。3.依据元素周期律与元素周期表之间的关系金属元素位于周期表中非金属元素位于周期表中金属性最强的元素为非金属性最强的元素为。位于周期表中金属与非金属分界线附近的元素既有又有。重点知识归纳1.元素周期律：元素的性质随核电荷数（或原子序数）的递增而呈周期性变化的规律称元素周期律。续表2.元素的金属性与非金属性比较从结构上理解元素的金属性与非金属性递变规律：同主族元素的原子从上到下原子半径依次递增核对电子的吸引能力依次递减失电子能力增强得电子能力减弱即金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱；同周期元素（稀有气体除外）的原子从左到右原子半径依次递减核对电子的吸引能力依次递增得电子能力增强失电子能力减弱即非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱。(1)比较元素金属性强弱的实验事实：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度（金属活动性顺序表）；②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；③较活泼的金属可把较不活泼的金属从它的盐溶液中置换出来；④原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强；⑤电解时阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。(2)比较元素非金属性强弱的实验事实：①与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性；②元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱；③置换反应：非金属性强的单质可置换出非金属性弱的单质；④电解时阳极上后析出的非金属单质比先析出的非金属单质非金属性强。3.微粒半径大小比较规律影响半径的主要因素是电子层数、核电荷数、核外电子数(1)原子半径a.同主族元素的原子半径随电子层数的递增逐渐增大。（电子层数越多半径越大）例如：Li＜Na＜K＜Rb＜Csb.同周期元素（除稀有气体元素）的原子半径随原子序数的递增逐渐减小（电子层数相同情况下核电荷数越多半径越小）。例如：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl(2)离子半径a.对于电子层结构相同的离子核电荷数大的半径小。如：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+b.同种元素的各种微粒核外电子数越多半径越大。金属阳离子半径小于其原子半径如Na＞Na+（电子层数越多半径越大）。非金属阴离子半径大于其原子半径如Cl-＞Cl（电子层数、核电荷数均相同时核外电子数越多半径越大）。4.元素周期表：元素周期表是元素周期律的具体表现形式元素周期表的应用：(1)预测元素的性质：常见的题目给出一种不常见的主族元素（如：砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等