高考第一轮复习《元素周期律》公开课课件

1、第2讲 元素周期律,2013届高三一轮复习 第5章 物质结构 元素周期律,感受高考1,1、（2010广东理综卷）短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是 A原子半径： 丙丁戊 B金属性：甲丙 C氢氧化物碱性：丙丁戊 D最外层电子数：甲乙,感受高考2,（2011广东高考22）短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁原子最外层电子数与电子层数相等，则 A、原子半径：丙丁乙 B、单质的还原性：丁丙甲 C、甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物 D、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应,考试大纲

2、要求,掌握元素周期律的实质 掌握元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用 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A和A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。,内定提要,一、元素周期律 二、比较金属性及非金属性的方法 三、元素周期表及元素周期律的应用,一、元素周期律,1、概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。,位置、结构、性质三者之间的关系,原子结构,表中位置,元素性质,Li Na K Rb Cs Fr,F Cl Br I At,位置,结构,结构,原子序数

3、增大电子层数增多,性质,原子半径增大,非金属性减弱,原子序数增大电子层数增多,原子半径增大,金属性增强,性质,总结2：同周期元素递变规律,Li Be B C N O F,Na Mg Al Si P S Cl,周期表中位置,原子序数增大，最外层电子数增大,原子结构,元素性质,化合价（+1+7，-4-1） 原子半径减少,金属性减弱，非金属性增强,（2011天津高考）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是 A第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小 C第 A元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D同主族元素从上到下，单质

4、的熔点逐渐降低,即时巩固1,（09年广东化学）元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X与Z2具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是 A同周期元素中X的金属性最强 B原子半径XY，离子半径XZ2 C同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强,即时巩固2,内定提要,一、元素周期律 二、比较金属性及非金属性的方法 三、元素周期表及元素周期律的应用,金属性强弱的比较方法,（1）元素在周期表中的位置 （2）与水或酸置换出氢气的难易： （3）最高价氧化物的水化物碱性强弱： （4）与盐溶液的置换反应：（5）在金属活动性顺序中,碱性越强者金属性越强。,越易者金

5、属性越强。,一般活泼金属能置换不活泼金属(钾、钙、钠等极活泼金属除外)。,一般排在前面的金属较活泼。,同族下强，同周期左强,负极金属较活泼,金属阳离子的氧化性越弱，则金属性越强；金属阳离子的氧化性越强，则金属性越弱。(Fe3特殊),吸收的能量越少，失电子越容易，金属性越强；吸收的能量越多，失电子越难，金属性越弱。,(6)在原电池正负极中 (7)根据金属阳离子氧化性的强弱： (8)根据金属原子失电子吸收的能量高低判断,金属性强弱的比较方法,非金属性的强弱比较方法,（1）根据在周期表中的位置 （2）根据与氢气化合的难易及生成氢化物的稳定性 （3）根据最高价氧化物的水化物酸性强弱 （4）根据与盐溶液的置换反应 （5）根据对应单质氧化性的强弱 （6）根据气态氢化物的还原性或对应阴离子的还原性强弱 （7）根据非金属得电子放出能量的多少,同族上强，同周期右强,内定提要,一、元素周期律 二、比较金属性及非金属性的方法 三、元素周期表及元素周期律的应用,推测未知元素的某性质。 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH