元素周期表(教学设计)2017届高三化学一轮复习.pdf
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1、第五章物质结构元素周期律 课题第三课时元素周期表 复习目标 (1)了解元素周期表(长式 )的结构 (周期、族 )及其应用。 (2)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。 (3)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。 教学重点元素周期表的结构、同周期同主族元素性质的递变规律 教学难点同周期同主族元素性质的递变规律的应用 教学过程 【知识精讲】 1、元素周期表 世界上第一张元素周期表是在1869 年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的,随着科学的不断发展,已逐 渐演变为现在的常用形式。 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号,称之为
2、原子序数。 原子序数核电荷数质子数核外电子数。 (2)元素周期表的编排原则 周期:把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。 族:把不同横行中最外层电子数相等的元素,按电子层数递增的顺序,由上而下排成纵行。 (3)元素周期表的结构 周期(七个横行,七个周期) 短周期长周期 序号一二三四五六七 元素种数2 8 8 18 18 32 不完全周期最多容 纳 32 种元素0 族元素原子序数2 10 18 36 54 86 族( 18 个纵行, 16 个族) 主族 列序1 2 13 14 15 16 17 族序A A A A A A A 副族 列序3 4 5 6 7 11 12 族序B
3、B B B B B B 第族第8、9、10 共 3 个纵行 0 族第 18 纵行 (4)元素周期表的特殊位置 金属元素与非金属元素 A、分界线:沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线,即为金 属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外 )。 B、各区位置:分界线左面为金属元素区,分界线右面为非金属元素区。 C、分界线附近元素的性质:既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。 过渡元素:元素周期表中部从B 族到 B 族 10 个纵列共六十多种元素,这些元素都是金属元素。 镧系:元素周期表第六周期中,57 号元素镧到71 号元素镥共15 种元素。 锕系:元素周期表第
4、七周期中,89 号元素锕到103 号元素铹共15 种元素。 超铀元素:在锕系元素中92 号元素铀 (U) 以后的各种元素。 【总结】元素周期表结构巧记口诀 横行叫周期,现有一至七,四长三个短,第七尚不满。 纵列称为族,共有十六族,一八依次现 ,一零再一遍 。 一纵一个族,族搞特殊,三纵算一族,占去8、9、10。 镧系与锕系,蜗居不如意,十五挤着住,都属B 族。 说明指 A、 A、 B、 B、 B、 B、 B、; 指 B、 B、 A、 A、 A、 A、 A、0。 (5)元素周期表结构中隐含的两条规律 同周期主族元素原子序数差的关系 A、短周期元素原子序数差族序数差。 B、两元素分布在过渡元素同侧
5、时,原子序数差族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时,四或五 周期元素原子序数差族序数差10,六周期元素原子序数差族序数差24。 C、四、五周期的A 与 A 族原子序数之差都为11,六周期为25。 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 A、 A 族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 B、 A 族和 0 族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、32。 C、 A A 族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、 18、18、32。 2、碱金属 (1)碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系 元素LiNaKRbCs 相似性 结构原子的最外层都只
6、有1个电子 化学性质 都表现出较强的还原性:如能够与氧气等非金属单质反应;能够置换 水中的氢等。反应产物中,碱金属元素的化合价都是+1 。 递变性 结构 从 Li Cs,核外电子层数逐渐增多,原子半径依次增大,原子核对 最外层电子的吸引力逐渐减小, 因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。 化学性质 从 Li Cs,元素的金属性逐渐. 与氧气的反应越来越剧烈,且产物越来越复杂 与水反应置换出水中的氢越来越容易 (2)单质物理性质的比较 碱金属元素的单质一般呈银白色,密度小 ,熔、沸点低,导电、导热性良好。 递变性:从Li Cs,碱金属的密度逐渐增大,熔沸点逐渐降低。 碱金属元素单质的个性特点:
7、铯略带金黄色;密度:Li 小于煤油, Na 大于 K,Rb、 Cs小于 H2O; 熔点: Li 大于 100 。 3、卤素 (1)原子结构特点 相同点:最外层都是7 个电子。 不同点:按F、Cl、Br、I 的顺序,电子层数依次增多,原子半径依次增大,原子核对最外层电子的 吸引力逐渐减弱。 (2)卤素单质的物理性质递变规律 按 F2、Cl2、Br 2、I2的顺序:颜色逐渐变深;熔、沸点逐渐升高 ;密度逐渐增大。 (3)卤素单质的化学性质 F2Cl2Br2I2 与 H2化合 H2X2=2HX 冷暗处爆炸化合, 生成的 HF 很稳定 强光下爆炸化合, 生成的 HCl 稳定 高温下缓慢化合,生 成的
8、HBr 较不稳定 持续加热缓慢化合,生 成的 HI 不稳定 与 H2O 反应 2F2 2H2O= =4HF O2 Cl2H2O= =HCl HClO 与水反应,但较氯气 缓慢 与水只起微弱反应 置换反应Cl22NaBr= =2NaCl Br2 Br22NaI= =2NaBr I2 不能把其他卤素从它们 的卤化物中置换出来 结论非金属性逐渐减弱 3、三、 “ 位构 性” 综合应用 (1)“ 位” 、“ 构” 、“ 性 ” 三者的关系可表示如下 原子结构与元素在周期表中的位置关系 A、主族元素的最高正化合价=主族序数 =最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价 -8。 B、核外电子层数=
9、周期数。 C、质子数 =原子序数 =原子核外电子数=核电荷数。 D、最外层电子数等于或大于3 而小于 8 的一定是主族元素。 E、最外层有1 个或 2 个电子, 则可能是第A、第 A 族元素, 也可能是副族、 第族或0 族元素氦。 性质与位置互推是解题的关键 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律,主要包括: A、元素的金属性、非金属性。 B、气态氢化物的稳定性。 C、最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 结构和性质的互推是解题的要素 A、电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。 B、同主族元素最外层电子数相同,性质相似。 C、正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。 D
10、、判断元素金属性和非金属性的方法。 (2)元素 “ 位、构、性 ” 规律中的特例 在“ 位、构、性 ” 的规律中一些例外必须引起我们足够的注意,否则在解题时会误入歧途; 一般原子的原子核是由质子和中子构成,但无中子。 元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始,但第一周期例外,是从氢元素开始。 大多数元素在自然界中都有稳定的同位素,但 Na、 F、P、Al 等 20 种元素却未发现稳定的同位素。 元素的原子序数大,相对原子质量不一定大,如18Ar 的相对原子质量为3995,大于 19K 的 39.10。 一般元素性质越活泼,其单质性质也越活泼,但N 与 P 却相反, N 的非金属性强于P,但
11、N2比白磷、 红磷稳定得多。 (3)推断元素在周期表位置的常用方法 根据核外电子排布规律 A、最外层电子数等于或大于3(小于 8)的一定是主族元素。 B、最外层有1 个或 2 个电子,则可能是A、 A 族元素,也可能是副族、族元素或0 族元素氦。 C、最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。 D、某元素阴离子最外层电子数与次外层相同,该元素位于第三周期;若为阳离子, 则位于第四周期。 E、电子层结构相同的离子,若电性相同,则位于同周期,若电性不同,则阳离子位于阴离子的下一 周期 “ 阴上阳下 ” 规律。 根据稀有气体元素的原子序数 第一七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、
12、18、36、54、86、118(第七周期若排满),可利 用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置,遵循“ 比大 小,定周期;比差值,定族数” 的原则。如53 号元素,由于3653 54,则 53 号元素位于第五周期, 54 531,所以 53 号元素位于54 号元素左侧第一格,即A 族,得 53 号元素在元素周期表中的位 置是第五周期A 族。 【方法精讲】 1、元素周期表总结 (1)元素周期表结构的记忆 七个横行七周期,三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期,长周期为四、五、六、七,其中第 七周期还未填满。 18 纵行 16 族, 7 主 7 副 0 和。
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