高考化学一轮复习课件16.元素周期律 化学键（含解析）.pptVIP

元素周期律 化学键 元素周期律 化学键 1.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 2.以第IA族和第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。 3.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。 4.了解化学键的定义，了解离子键、共价键的形成。 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 一、元素周期律及应用 1.元素周期律 原子序数 原子核外 电子排布 (2)内容： (1)定义： 随着原子序数递增，元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；元素原子半径呈现周期性变化；元素化合价呈现周期性变化；元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 元素原子核外电子层排布呈现周期性变化 比较微粒半径大小的规律 ⑴同周期元素的原子半径,从左到右逐渐减小(0族除外) Na Mg Al Si ⑵同主族元素的原子或离子半径,从上到下逐渐增大 Li Na K F- Cl- Br- ⑶同种元素的微粒：阳离子 ＜ 中性原子 ＜ 阴离子 Fe Fe2+ Fe3+ ；Na Na+；S2- S (4)电子层结构相同时：核电荷数越大，半径越小。 O2- F- Na+ Mg2+， S2- Cl- K+ Ca2+） 元素化合价的周期性变化 1、金属没有负化合价 2、F、O元素不显正价 3、稀有气体元素显0价 其他元素的 最高正价数值 = 最外层电子数 = 主族族序数 ∣最低负价数值∣+∣最高正价数值∣=8 负价的绝对值=8-最外层电子数。 Ar 稀有气体元素 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 结论：同一周期元素，随核电荷数增大， 失电子能力依次_____，得电子能力依次_____， 减弱 增强 元素的金属性和非金属性周期性变化 同一周期元素金属性、非金属性有何递变规律？通过哪些现象来判断？ ①金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 ②金属最高价氧化物对应的水化物碱性强弱 ①非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性 ②最高价氧化物对应的水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱 ③非金属单质间的置换反应 ③金属单质间的置换反应 ④对应金属离子的氧化性 ④对应非金属离子的还原性 小结：元素周期表中元素性质递变规律 内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 原子半径 电子层结构 失电子能力 得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 最高价氧化物对应的水化物酸碱性 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 大→小 小→大 电子层数相同、最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大 逐渐增大 逐渐减小 金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减 最高正价+1→+7 最高正价=族系数 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 形成：难→易 稳定性：弱→强 形成：易→难 稳定性：强→弱 电子层增多最外层电子数相同 2.元素周期表的应用 3.元素“位—构—性”之间的关系及应用 (1)结构与位置互推。 ①电子层数＝__________；质子数＝__________； 最外层电子数＝__________。 ②熟练掌握周期表中的一些特殊规律：各周期所能容纳元素种数；稀有气体的原子序数及其在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)性质与位置的互推。 ①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按__________的顺序从左向右排列。 ②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质。如A、B、C三种元素在同一主族中由上而下排列，则A、B、C的单质氧化性依次______或还原性依次______。 周期序数　 原子序数　 主族序数　 C、B、A　 减弱　 增强　 随堂练习 1.能说明非金属性Cl＞S的是(　　) ①达到稳定结构时，氯原子只需要1个电子，而硫原子需要2个电子　 ②氯的含氧酸比硫的含氧酸的酸性强　 ③还原性S2－＞Cl－　 ④稳定性HCl＞H2S　 ⑤酸性HCl＞H2S　 ⑥H2S＋Cl2==S↓＋2HCl　 ⑦Cl2与H2在光照或点燃下反应,而硫与H2加热下才反应 A.②③④⑥　 B.③④⑥⑦ C.③④⑤⑥　 D.全部 B 2.应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是(　　) A.铊(Tl)与铝同主族，其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应 B.气态氢化物的稳定性HF低于H