2012届高三化学一轮复习元素周期律

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1、2012届高三化学一轮复习元素周期律一、考纲要求1、掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2、了解物质的组成、结构和性质的关系。3、以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。4、以IA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。5、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。二、教学目标1．知识与技能认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。2．过程与方法通过元素周期律的学习，培养学生分析问题、总结归纳、发现规律的能力。

2、3．情感态度与价值观引导学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点三、教学重难点重点：原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。难点：元素金属性、非金属性的变化规律。四、教学方法归纳小结范例示导理解记忆多媒体辅助教学五、复习精讲一.元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性

3、变化3．具体变现：（1）原子半径：（影响因素：电子层数、核电荷数、核外电子数）规律：“三看”入手一看电子层电子层数越多，半径越大二看核电荷数电子层数相同，核电荷数越多，半径越小三看核外电子数电子层数、核电荷数都相同，核外电子数越多，半径越大（2）元素化合价同周期（从左至右），最高正价+1→+7最低负价-4→-1；同主族（从上至下）最高正价相同；最低负价相同关于化合价的几点说明：（1）最高正化合价=最外层电子数=主族族序数（OF例外)最低负化合价=最外层电子数-8 (金属无负价）（2）主族元素原子形成的简单阳离子中元素显最高正化合价简单阴离子中元素显最低负化合价（3）常见元素的主要化合价

4、S-20+4+6Cl-10+1+3+5+7N-30+1+2+3+4+5C-40+2+4有机物中灵活处理3、元素金属性、非金属性变化规律同周期（从左至右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族（从上至下）金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。归纳小结：金属性、非金属的判断依据典例示导：（讲义P113例1）理解：（1）一个辩证关系：单质还原性越强，离子氧化性越弱。单质氧化性越强，离子还原性越弱。（2）一个容易混淆的易混淆点：非金属元素形成的氢化物稳定性还原性水溶液酸性说明：判断元素金属性(或非金属性)的强弱的方法很多，但也不能滥用，有些是不能作为判断依据的。影响元素金属性或非金属性强弱的根本

5、原因是元素原子得、失电子的难易。二、原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系1、元素在周期表中位置与元素性质的关系⑴分界线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。②Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。2、原子结构与元素性质的

6、关系(1)元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，非金属性越强，因此，非金属性最强的元素是氟F；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，金属性越强，因此，金属性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。(2)最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。3、原子结构与元素在周期表中位置的关系①掌握四个关系式②掌握常见离子的电子层结构典例示导：（讲义P112No.6）六、板书设计（略）

7、七、教学后记