高三一轮复习-元素周期律课件说课讲解.ppt

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1、高考一轮复习第五章物质结构元素周期律第二节元素周期律一、原子核外电子的排布1、电子层的划分3）最外层电子数不超过8个(K层是最外层时不超2个)次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个；（以上规律是相互联系的，不能孤立运用）2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层；2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个；3原子结构示意图和离子结构示意图核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排

2、布CaK4、稳定结构和不稳定结构元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电子)，这样的结构称为稳定结构；元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2个电子)，这样的结构称为不稳定结构。非金属性与金属性(一般规律)：（1）核外电子总数为10个电子的微粒阳离子：Na+___________________________阴离子：N3－________________________分子：HF__________________________（2）核外电子总数为18个电子的微粒阳离子：K+________阴离子：P3－______________

3、_______分子：HCl______________________________Mg2+Al3+NH4+H3O+O2-F-OH-NH2-H2ONH3CH4NeCa2+S2—Cl—HS—H2SPH3ArSiH4F2H2O2CH3CH3N2H4CH3OHCH3NH2CH3F5、核外电子数相同的微粒1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价原子半径大→小原子半径大→小二元素周期律1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。同一周期同一主族微粒半径大小的比较规律电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减小。Na>Mg>Al>Si

4、当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半径逐渐增大。LiF->Na+>Mg2+>Al3+同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离子<中性原子<阴离子Fe+3

5、，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→01~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→02随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。一般情况下:主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主族元素的族序数F无正价，金属元素无负价对非金属元素来说最高正价+l最低负价l=83随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈周期性变化。同一主族同一周期4元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周

6、期性的变化，这一规律就叫做元素周期律。5元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→81、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。3、根据金属活动性顺序表来判断。4根据金属单质间的置换反

7、应来判断。一种金属能将另一种金属从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。6元素金属性强弱判断依据：列表总结：NaOHMg(OH)2Al(OH)3金属性：Na>Mg>Al剧烈迅速强碱中强碱两性氢氧化物7元素非金属性强弱判断依据1、根据非金属单质与H2化合的难易程度及生成氢化物的稳定性来判断：单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强。2、根据非金属元素的最高氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，酸性越强，对应元素的非金属性越强3、根据非金属单质间的置换反应来判断：非金属性强的元素构成的单质可以将非金属性弱的元素构成的单质从它

8、的盐溶液中置换出来。4根据非金属元素形成阴离子的还原