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1、第四章第四章 物质结构物质结构 元素周期律元素周期律第二节 元素周期律 元素周期表和元素周期律的应用1.原子核外电子的排布规律2.常见的10e-18e-的微粒3.1到20元素的核外电子排布特点4.碱金属化学性质的变化规律。5.写出卤素单质氧化性强弱的顺序？31.了 解元素周期表中金属元素、非金属元素的简单分区。2.认识元素周期表是元素周期律的具体体现。3.体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。4.掌握离子半径的比较。（重难点重难点）学习目标 一、一、元素周期律1、原子结构的周期性变化（1）元素原子核外电子排布的周期性变化。12号元素，从号元素，从H到到He只有只有1个个
2、电子层，最外层电子数目由电子层，最外层电子数目由1个个增加到到增加到到2个，而达到稳定结构个，而达到稳定结构310号元素，从号元素，从Li 到到Ne有有2个个电子层，随原子序数的增大，最电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由外层电子数目由1个增加到个增加到8个，个，而达到稳定结构而达到稳定结构1118号元素，从号元素，从Na 到到Ar有有3个个电子层，随原子序数的增大，最电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由外层电子数目由1个增加到个增加到8个，个，而达到稳定结构而达到稳定结构规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。1、原子结构的周期性
3、变化（2）元素原子半径的周期性变化。规律：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现由大到小的周期性变化。（如图所示）2.元素性质的周期性变化（1）元素主要化合价的周期性变化 以118号元素为例探究化合价的变化，图示如下：规律规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现+1价 +7价（O、F除外),最低负化合价呈现-4价 -1价的周期性变化2.元素性质的周期性变化（2）元素金属性和非金属性的周期性变化 钠、镁、铝的金属性强弱比较2.元素性质的周期性变化（2）元素金属性和非金属性的周期性变化 硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱元素周期律的归纳总结1内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
4、2实质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。2.元素性质的周期性变化（2）元素金属性和非金属性的周期性变化同周期元素性质递变规律同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强二、同一元素的二、同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系：低低二、同一元素的二、同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系：1.结构与位置的互推（1）掌握四个关系式电子层数=周期数质子数=原子序数主族元素原子最外层电子数=主族序数主族元素的最高正价=族序数（氧、氟除外），最低负价=主族序数-8二、同一元素的二、同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系：1.结构与位置的互推（2）同主族
5、上下相邻元素原子的位置、关系及实例位置关系实例位于过渡元素左侧的主族元素，即第AA族、第族、第AA族同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期上一周期元素所在周期所能容纳的元素种数钠与钾的原子序数差为19118(即钠原子所在第三周期所能容纳的元素种数)位于过渡元素右侧的主族元素，即第AA族族AA族同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期下一周期元素所在周期所含的元素种数氯和溴的原子序数之差为351718(即溴原子所在第四周期所能容纳的元素种数)二、同一元素的二、同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系：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：若同周期元素Al、Mg
6、、Na的金属性逐渐增强，则在同周期中按照Na、Mg、Al的顺序从左到右排列。(2)根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：若同主族元素Cl、Br、I在同一主族中从上往下排列，则可推知Cl2、Br2、I2的氧化性依次减弱,Cl-、Br-、I-还原性依次增强。3.结构与性质的互推二、同一元素的二、同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系：(1)若某元素原子的最外层电子数小于4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4，则该元素原子在反应中容易得电子。(2)若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子
7、的最外层电子数小于4。三、元素周期表的区分及化合价的规律三、元素周期表的区分及化合价的规律：1金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律原子半径依次减小原子半径依次减小得电子能力依次增强得电子能力依次增强非金属性依次增强非金属性依次增强原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增强失电子能力依次增强金属性依次增强金属性依次增强金属性依次减弱金属性依次减弱非金属性依次减弱非金属性依次减弱(1)价电子 定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子最外层电子，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。三、元素周期表的区分及化合
8、价的规律三、元素周期表的区分及化合价的规律：2元素化合价与其在周期表的位置关系(2)化合价规律1根据元素在周期表中的位置推测原子结构和性质。2根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。3指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。4指导其他与化学相关的科学技术。(1)在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到半导体材料。(2)在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。(3)在元素周期表的右上角，寻找制取农药的元素。四、元素周期表和周期律的应用四、元素周期表和周期律的应用：1.元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料，它们是()。A.左下方区域的金属元素B.金属元素和非金属元素分界
9、线附近的元素C.右上方区域的非金属元素D.稀有气体元素B2.根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断，其中错误的是()。A.铍(Be)的原子失电子能力比镁弱B.砹(At)的氢化物不稳定C.硒(Se)化氢比硫化氢稳定D.氢氧化锶Sr(OH)2比氢氧化钙的碱性强C四、离子半径大小比较四、离子半径大小比较：通过学习原子结构和元素周期律,可以得出一些微粒半径大小比较微粒半径大小比较的规律:(1)同主族元素，从上到下，微粒半径逐渐增大。如NaK,FCI,Na+MgSCI，Na+Mg2+AI3+，S2-Cl-。(3)具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小。如F-Na+Mg2+。(4)同种元素
10、的不同微粒，原子半径大于其阳离子半径，小于其阴离子半径。如NaNa+,CIFe2+Fe3+。但这些规律不能真正反映出影响微粒半径大小的因素，而且规律的运用，需要死记硬背,不利于理解、记忆与运用。因此，比较微粒半径按“三看”规律来比较:一看电子层数一看电子层数:在电子层数不同时，电子层数越多,半径越大。如NaKNa+，NaF，F-Cl-CI.不过上述情况在考试大纲中不作要求)二看核电荷数二看核电荷数:在电子层数相同时，若核电荷数越大，核对各层电子的吸引力越大，故各电子层离核越近，微粒半径越小。如 NaS，Na+HH+。需要说明的是:此规律对于原子、离子之间的半径比较都适用;稀有气体元素的原子半径
11、与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性,因测定依据不同。四、离子半径大小比较四、离子半径大小比较：本节主要学习了一、元素“位构性”的关系及应用 二、元素周期表的分区及化合价规律三、元素周期表和元素周期律的应用四、粒子半径大小的比较。小结小结：1.(2019课标)今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8下列说法错误的是（）A、原子半径：WXB、常温常压下，Y单质为固态C、气态氢化物热稳定性：ZWD、X的最高价氧化物的水化物是强碱WXYZ高考题及模拟题D2.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如右图所
12、示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。下列说法不正确的是()A原子半径：WZYXB最高价氧化物对应水化物的酸性：XWZC最简单气态氢化物的热稳定性：YXWZD元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等A高考题及模拟题3X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2和Z，Y和Z具有相同的电子层结构。下列说法正确的是()A原子最外层电子数：XYZ B非金属性：XZYC离子半径：X2YZ D原子序数：XYZD4a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2和c离子的子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是()Aa与其他三种元素形成的二元化合物中其化
13、合价均为1Bb与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物Cc的原子半径是这些元素中最大的Dd与a形成的化合物的溶液呈弱酸性A高考题及模拟题5短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子最外层有6个电子，Y是至今发现的非金属性最强的元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W的单质广泛用作半导体材料。下列叙述正确的是()A原子最外层电子数由多到少的顺序：Y、X、W、ZB原子半径由大到小的顺序：W、Z、Y、XC元素非金属性由强到弱的顺序：Z、W、XD简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X、Y、W高考题及模拟题A过关内容过关内容:1.前20号元素2.Na原子原子结构示意图3.比较微粒半径“三看”规律4.金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律