课件高中化学元素周期表

•（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，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）短周期长周期序号一二三四五六七元素种数不完全周期最多容纳种元素0族元素原子序数8628818183254361810232(2)族（18个纵行，16个族）主族列序121314151617族序ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列序345671112族序ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB第Ⅷ族第共3个纵行0族第纵行8、9、1018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ⅢB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.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ⅠA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cdebaXXAZ同位素(3)组成原子的各种微粒及相互关系①质子数（Z）==②质量数（A）=+③阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数①有质子的微粒不一定有中子如。②有质子的微粒不一定有电子如H+。③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。④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H112.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①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越强。②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。③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+）。④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。⑤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①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。②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，则其对应元素的非金属性越强。③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。④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。⑤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+3Cl22FeCl3,Fe+SFeS,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①核外电子层数=周期数；②主族序数=最外层电子数=最高正价=8-|最低负价|；(2)序差关系①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ⅠA、ⅡA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）。基础回归1.电子层的表示方法及能量变化电子层数由内向外数字表示法1234567字母表示法离核远近由到电子能量由到KLMNOPQ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，不能孤立地应用其中一条。最低最近2n282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内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径电子层结构电子层数最外层电子数电子层数最外层电子数逐渐减小逐渐增大相同逐渐增多逐渐增多相同得电子能力失电子能力金属性非金属性主要化合价最高正价：最低负价：主族序数-8最高正价数=（O、F除外）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最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐碱性逐渐酸性逐渐碱性逐渐非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成逐渐，气态氢化物稳定性逐渐气态氢化物形成逐渐，气态氢化物稳定性逐渐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）。①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)2Mg(OH)2（填“”、“”或“=”）;②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。①在周期表中寻找半导体材料;②在周期表中的附近探索研制农药的材料；③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。原子分子阴离子阳离子10e-18e-4222NeHF、H2O、NH3、CH4F-、O2-、N3-、OH-、NHNa+、Mg2+、Al3+、H3O+、NHArHCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH、CH3FCl-、S2-、HS-、OK+、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-。1121314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的位置关系①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。②核外电子层数=周期数。③质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。④最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。⑤最外层有1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ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：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）结构和性质的互推是解题的要素①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。②同主族元素最外层电子数相同，性质相似。③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。④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。H11（5）一般元素性质越活泼，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①最外层电子数等于或大于3（小于8）