高三化学复习元素周期律

物质结构、元素周期律授课主题高一物质结构元素周期律教学目的1、掌握元素周期表的结构以及周期和族的概念2、掌握对原子结构和位置间的关系的推导3、认识元素周期表和元素周期律的关系教学重点1、同周期、同主族的性质变化规律2、元素原子结构、位置、性质之间的关系教学内容第一节元素周期表一、元素周期表（门捷列夫）1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。

称为周期（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③把最外层电子数相同．．。

称为族．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数＝元素的最高正化合价2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期（2） 1 2种元素短周期第二周期（10） 2 8种元素周期第三周期（18） 3 8种元素元（7个横行）第四周期（36） 4 18种元素素（7个周期）第五周期（54） 5 18种元素周长周期第六周期（86） 6 32种元素（镧系元素）期第七周期（118）7 32种元素（锕系元素）表主族：ⅠA～ⅡA 、ⅢA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体第ⅠA族（氢除外）：碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs钫Fr）第ⅡA族：碱土金属元素（铍Be镁Mg钙Ca锶Sr钡Ba镭Ra）第ⅢA族：硼元素（硼B铝Al镓Ga铟In铊Tl）第ⅣA族：碳元素（碳C硅Si锗Ge锡Sn铅Pb）第ⅤA族：氮元素（氮N磷P砷As锑铋Bi）第ⅥA族：氧元素（氧O硫S硒Se碲Te钋Po）第ⅦA族：卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I砹At）0族：稀有气体元素（氦He氖Ne氩Ar氪Kr氙Xe氡Rn）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs）①原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱②除铯Cs外，其余都是银白色，柔软，有延展性③密度都比较小，由上往下，密度逐渐增大（钾K除外ρ（K）＝0.86g/cm3＜ρ（Na）＝0.97g/cm3）④熔点比较低，导热性导电性好，由上往下，熔沸点逐渐降低碱金属的化学性质：相似性和递变性相似性：①都能与氧气等非金属反应4Li+O22Li2O 2Na+S Na2S②都能与水反应，生成氢氧化物和氢气③均为强还原剂：M－e－== M+（M代表碱金属）从锂到铯递变规律：①与氧气反应越来越剧烈。

5
6
7
8
9
1 0
L K
8 2
3
11
1 2
III
B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII
IB
II 1 B3
1 4
1 5
1 6
1 7
1 8
M L k
18 8 2
最4 外
1 9
2 0
2 1
2 2
2 3
24
25
26
2 7
2 8
2 9
3 0
3 1
3 2
3 3
3 4
3 5
3 6
层5 电
3
71
3
82
3 9
4 0
4 1
增 强
Rb Sr In Sn Sb Te I
酸 性 逐 渐 增 强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
碱性逐渐增强
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3.气态氢化物的热稳定性
热稳定性增强
热 稳 定 性 减 弱
B CNO F
热
Si P S Cl
稳
定
As Se Br
性
Te I
增 强
At
热稳定性减弱
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一、核外电子排布与元素周期律
1.元素周期表的编制原则： (1)将电子层数相同的元素，按原子序数递
增的顺序从左到右排成横行——周期 (2)将最外层电子数相同的元素，按电子层
数递增的顺序从上到下排成纵行——族
1H
2He
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

1．了解元素周期表的结构
2．了解原子的结构及同位素的概念
3．了解原子核外电子排布规律 4．掌握元素周期律的实质 5．掌握同一周期元素性质的递变规律与原子结构的关系 6．常握同一主族元素性质递变规律与原子结构的关系 7．理解离子键、共价键的含义。理解极性键和非极性键， 了解分子间作用力，初步了解氢键
(2)性质方面
①最活泼的非金属元素，或气态氢化物最稳定的元素
是F。 ②最活泼的金属元素，或最高价氧化物对应的水化物
碱性最强的元素，或阳离子氧化性最弱的元素是Cs。
③单质在常温下呈液态的非金属元素是Br。 ④最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强 碱反应的元素是Be、Al。 ⑤元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化 物起化合反应的元素是N。
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； ②位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA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)。
(2)同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数素、同位素的概念及原子组成微粒间的关系、元
素周期律、元素周期表的结构及其应用、元素的金属性和
非金属性的判据及递变规律是主流试题，在填空题中会综 合考查元素性质、原子结构及元素在元素周期表中位置三 者之间的关系。 以元素及其化合物知识为载体，注重知识的整合，用 物质结构理论进行现象解释、定性推断将是2011年高考命 题的热点。
都具有较强的 还原性， 元素性质 金属性逐渐 增强 最高正价均为＋1价 物理 (除Cs外)都呈 银白色， 密度逐渐 增大 (钾反常)， 降低 熔点逐渐 性质 密度较小，熔点较低 单质 还原性逐渐 增强 。与 性质 化学 都具有较强的 还原性 O2反应越来越 容易， 性质 产物越来越复杂。

考点26 元素周期律及其应用一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。

1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。

2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。

②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。

④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。

结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。

(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。