江苏省镇江市实验高中2015届高三一轮专题复习教案：元素周期表.doc

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1、专题十五 元素周期律和元素周期表(第一课时)【复习目标】1、元素的金属性、非金属性强弱的比较2、粒子半经大小的比较3、元素周期律【复习重点】1、元素周期律2、粒子半径大小比较的方法【复习过程】例1.下列事实一般不能用于判断金属性强弱的是 ( B ) A金属间发生的置换反应 B1mol金属单质在反应中失去电子的多少C金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 D金属元素的单质与水或酸置换出氢的难易考点1、元素的金属性、非金属性强弱的比较1原于序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编的号，原子序数=核电荷数=核内质子数。2元素的金属性是指元素的原子失电子的能力，原子越容易失电子，元素的金属性越强；

2、反之，元素的金属性越弱。元素的金属性的强弱，一般可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及“它的最高价氧化物的水化物一一氢氧化物的碱性强弱”来判断。素的非金属性是指元素的原子得电子的能力，原子越容易得电子，元素的非金属性越强；反之，元素的非金属性越弱。元素的非金属性的强弱，一般可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱或氢气生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性来判断。例2X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层次相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是 ( D )A

3、XYZBYXZ CZXYDZYX考点2、粒子半径大小的比较1同周期阳离子径从左到右逐渐减小；同周期阴离子半径从左到右逐渐减小；同周期阳离子半径均小于阴离子半径；2同主族阳离子半径（或阴离子半径）从上到下逐渐增大；3同种元素的阴离子半径大于其原子半径；4电子层结构相同的离子半径随核电荷的增加半径逐渐减小。例3同周期的X、Y、Z三种元素，已知其高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是：HXO4H2YO4H3ZO4，则下列各判断中正确的是 ( BD )A原子半径：XYZ B单质的非金属性：XYZC气态氢化物稳定性：XYZ D原子序数：XYZ例4A、B、C、D、E是同周期的五种主族元素，A和B的最高价氧

4、化物的水化物均呈碱性，且碱性BA，C和D的最高价氧化物水化物的水溶液均显酸性，且酸性CD，五种元素形成的简单离子中，E离子的半径最小，则它们的原子序数由大到小的顺序为( A ) AC D E A BBE C D A BCA B D C EDB A E D C【归纳】比较粒子半径大小最根本的方法是：1、比电子层数，电子层数越多，半径越大；2、电子层数相同时，比核电荷数，核电荷数越大，半径越小；3、电子层数、核电荷数均相同时，比最外层电子数，最外层电子数越大，半径越大。考点3、元素周期律1、填表（以11号18号元素为例元素性质的变化规律）元素11Na12Mg13A114Si15P16S17C118

5、Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数从1依次递增到8(1)原子半径，原子半径(递减) 不可比(3)主要化合价十1十2+3十44十53+62+71(4)金属性、非金属性金属性(减弱)，非金属性(增强)(5)单质与水或酸反应置换氢难易与水剧烈反应与水加热缓慢反应与酸反应，但速率比镁慢_(6)氢化物化学式_SiH4PH3H2SHCl_(7)与H2化合的难易程度_由( 难 )到( 易 )_(8)氢化物稳定性_稳定性(增大)_(9)最高价氧化物化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3C12O7_最高价(10)化学式NaOHMg(OH)2Mg(OH)2H4SiO4H3PO4H2SO4H

6、ClO4_氧化物(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸最强酸(同周期)_对应水化物(12)变化规律碱性(减弱)，酸性(增强)_2元素周期律的内容：元素性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。即随着原子序数的递增：原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性与非金属性呈现周期性的变化。3元素周期律的实质：元素性质周期性的变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。专题十五 元素周期律和元素周期表(第二课时)【复习目标】1、元素周期表结构 2、元素周期表的应用【复习重点】元素周期表的结构和应用【复习过程】例1下表是元素周期表的一部分，回答下列问题：族周期AAAAAAA

7、0234写出下列元素符号 在这些元素中最活泼的金属元素是 最活泼的非金属元素是 最不活泼的元素是 ；这些元素最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是 ，碱性最强的是 ，呈现两性的氢氧化物是 ，三者之间相互反应的化学方程式： ；在这些元素中，原子半径最小的是 ，原子半径最大的是 ；在和中，化学性质最活泼的是 ，怎样用化学实验证明？ ；在和中化学性质活泼的是 ，怎样用化学实验证明？ 。考点1、元素周期表的结构1元素周期表的编排原则按原子序数递增的顺序从左到右排列；将电子层数相同的元素排成一个横行；把电子层数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。2元素周期表的结构 (1)横行：每

8、一横行称为一个周期。其中第1、2、3周期中包含的元素数目较少，叫做短周期；第4、5、6周期中包含的元素数目较多，叫做长周期；第7周期又叫做不完全周期。 (2)纵行：18个纵行构成16个族。分为7个主族，即由短周期和长周期元素共同构成的族(IAA)；7个副族，即仅由长周期元素组成的族(IB-B)；一个族即从左到右数第8、9、10三个纵行；一个零族即稀有气体元素。各族从左到右排列顺序为IA A B B VBB B IB B A A VA A A 0。例2R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)( B ) A若R(OH)n为强碱，则W(OH)m也

9、为强碱B若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素C若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6D若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素例3甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原于序数不可能是 ( B )Az+2 Bx+4 Cx+8 Dx+18考点2、原子结构、元素性质、元素周期表中的位置三者之间的关系1元素周期表中位置与原子结构的关系原子序数=核内质子数；周期数=电子层数；主族序数=最外层电子数。2元素性质与原子结构的关系一般来说，原子核外最外层电子数不满8个时，有达到8个电子稳定结构的倾向。设n为最外层电子数，当n4时，原子易得到(8n)个电子而形成

10、稳定阴离子X(8-n)-，表现非金属性。最外层电子与化合价有关，因此又叫价电子。3元素周期表中位置与元素性质的关系性质同周期(从左往右)同主族(自上而下)(1)电子层数相同从1递增到7(2)最外层电子数从1递增到8(第一周期例外)相同(3)原子半径减小增大(4)金属性(原子失电子能力)减弱增强(5)非金属性(原子得电子能力)增强减弱(6)单质还原性减弱增强(7)单质氧化性增强减弱(8)最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强酸性减弱，碱性增强(9)非金属形成气态氢化物的难易程度由难到易由易到难(10)气态氢化物的稳定性： 增强减弱(11)主要化合价最高正价从+1递增到+7(O、F例外

11、) 最低负价从第A4递增到1相同(12)离子半径r(阴离子)减小r(阳离子)减小r(阴离子) r (阳离子)增大例4在周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近能找到 ( C )A制农药的元素 B制催化剂的元素C制半导体的元素 D制耐高温合金材料的元素考点3、元素周期律与元素周期表的意义1元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系，是对元素的一种很好的自然分类。我们可以利用来指导我们对化学的学习和研究，如：原子结构、元素性质、元素在周期表中的位置三者之间的关系、预言未知元素、系统研究元素的性质等。2元素周期律和周期表对于工农业生产

12、也有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近寻找新物质的元素性质相近，这样，就启发人们在周期表中一定的区域内_发现新元素及预测它们的原子结构和性质。3元素周期律从自然学科方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。考点4、元素周期表的应用例5“北大富硒康”中含有微量元素硒(Se)，对人体有保健作用。已知硒为第四周期第A族元素，根据它在周期表中的位置推测，硒不可能具有的性质为 ( A C ) A硒化氢很稳定 B硒化氢的水溶液显弱酸性 C非金属性强于硫 D其最高价氧化物的水化物酸性强于砷弱于溴例6下列叙述正确的是() A同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高 B同一周期元素的原子，半

13、径越小越容易失去电子 C同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高 D稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高例7 若短周期元素X、Y可形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是 ( D )A1 B3 C5 D6 例8X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，它们满足以下条件： 元素周期表中，Z与Y相邻，Z与W也相邻； Y、z和W三种元素的原子最外层电子数之和为17。请填空： (1)Y、Z和W三种元素是否位于同一周期(填“是”或“否”)：_，理由是_。 (2)Y是_，Z是_，W是_； (3)X、Y、Z和W可组成一化合物，其原子个数之比为8:2:4:1。写出该化合物的名称及化学式_。第 5 页联系地址：北京市房山区星城北里综合办公楼（学科网） 邮政编码：102413 电话：010-58425255/6/7 传真：010-89313898