高三化学--元素周期律与周期表

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1、教育学科教师辅导教案学员编号：年级：高三课时数：3学员姓名：YYY辅导科目：化学学科教师：XX课题第4课元素周期律与周期表教学目标1、理解和感受元素周期律中同主族元素的性质递变规律、短周期中同周期元素的性质递变规律。2、掌握元素周期表的结构、元素周期表与原子结构的关系及元素周期表的应用。授课日期及时段××年××月××日××：××——××：××教学内容一、知识梳理1、知识框架①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化具体表现形式①、按原子序数递增的顺序

2、从左到右排列；编排依据元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。①、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三长三短一不全周期（7个横行）②、长周期（四、五、六周期）周期表结构③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）元素周期表族（18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径性质递变③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物

3、的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNa

4、+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应依据：⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断④互相置换反应①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si

5、②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiCl>Br>I。③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au2、要点归纳（一）元素周期律元素周期律：元素性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化规律1．元素的原子结构与元素周期表的关系原子质子数=核电荷数=原子序数核外电子层数=周期序数最外层电子数=主族序数2．元素性质的周期性变化规律(1)原子半径①同周期元素从左至右(稀有气体除外)随着原子序数的递增，原子半径逐

6、渐减小。如第三周期元素原子半径比较：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl(零族元素除外)②同主族元素从上至下随着原子序数的递增原子半径逐渐增大。同主族的离子半径随着原子序数的递增而依次增大如IA族：Li+Na+；ClF->Na+>Mg2+>Al3+(2)主要化合价

7、主族元素最高正价=主族序数=原子最外层电子数(0和F除外)最低负价绝对值或最低负价数值=8一主族序数除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）。(3)金属性和非金属性同周期内随原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。所对应的简单阳离子的氧化性逐渐增强，简单阴离子的还原性减弱。如：阳离子的氧化性：Na+Cl-同主族内随原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，所对应的简单阳离子的氧

8、化性逐渐减弱，简单阴离子的还原性增强。如：阳离子的氧化性：Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+阴离子的还原性：F-