2013届高考化学第一轮考点总复习课件36

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热点知识剖析 元素周期律和元素周期表是学习元素化合 物知识的重要工具，也是高考中必考的内 容之一。本部分的主要考点有元素周期表 的结构、元素周期性变化的规律以及元素 周期表的位置与原子结构、元素性质之间 的关系。

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这部分知识内容丰富，规律性强，命题 的空间很大，既可以在选择题中对某个知识 点进行单独考查，也可以在非选择题中与元 素化合物、化学反应原理等知识综合起来， 考查解释现象、定性推断和定量计算等能力 。在复习中，一要注意通过归纳和对比掌握 好元素周期律的本质和规律，二是注意元素 周期表的结构特点，善于归纳表中小规律、 小窍门，充分挖掘周期表中蕴含的知识。

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基础知识回顾 一、元素周期律 1.定义：元素的 性质 随 核电荷数(或原 。 子序数) 的递增而呈 周期性 变化的规律称元 素周期律。 2.元素周期律的实质：元素原子 。 核外电 的周期性变化。 子排布

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3.元素周期律的具体内容： (1)原子核外电子排布的变化规律： 除H、He元素外，最外电子层上的电子 数重复出现 递增到 的变化。 8 1 (2)原子半径变化规律：同周期，随 核电荷数(或原子序数)的 ，原子 递增 半径 递减 ，同主族，随核电荷数(或原子序 递增 递增 数)的 ，原子半径 。(稀有气 体元素原子的半径由于测定方法不同除 外。)

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(3)元素的主要化合价(最高正价与最低 负价)变化规律：随着原子序数的递增，元 素的最高正化合价重复着从 价逐渐增到 +1 +7 价的周期性变化，其中元素的负化合价从 -4 价递增到 价(F、O除外)。 -1 (4)元素的金属性与非金属性变化规律： 同周期，随原子序数递增，金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 ；同主族，随核电荷数 增强 (或原子序数)的递增，金属性逐渐 ， 增强 非金属性逐渐 。 减弱

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电子层数 ②将 相同的元素从左到右排成 一横行； 最外层电子数 ③把 相同的元素按电子层 数递增的顺序从上到下排成纵行。

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二、元素周期表及其应用 1.元素周期表的编排 ①按 原子序数 递增的顺序从左到右排列

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2.周期表的结构(横七竖“十八”) (1)周期：在元素周期表中每一横行称为 一个 周期 ，7个横行为7 个周期。短周 期指 三个周期；长周期指 1、2、3 4、5、6 三个周期；第 周期未排满，称作不完全 7 周期。 16 7 (2)族：18个纵行，共 个族： 个主 7 1 1 18 族、 个副族、 个第Ⅷ族， 个零族， 8、9、10 第 。 纵行为零族；第 三个纵行为第Ⅷ族 。

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3.依据元素周期律与元素周期表之间的关 系，金属元素位于周期

表中 左下方 ，非金 属元素位于周期表中 右上方 ，金属性最强 的元素为 ，非金属性最强的元素为 。 氟 钫 位于周期表中金属与非金属分界线附近的 元素既有 又有 。 金属性 非金属性

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重点知识归纳 1.元素周期律：元素的性质随核电荷 数(或原子序数)的递增而呈周期性变化 的规律称元素周期律。变化方式 同周期(从左到 右) 递减 相同 依次增多 同主族(从上到 下) 递增 依次增多 相同

①原子半径 ②电子层数 ③最外层电子数

最高正化合价： 最高正价=主族序 +1→+7(F、O ④元素主要化合 数最高正价、 价 除外)非金属 负价相同 负价：-4→-1

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续表变化方式⑤元素非金属性 ⑥元素金属性 ⑦最高价氧化 物水化物酸性 ⑧最高价氧化 物水化物碱性 ⑨非金属单质和 氢气化合的难易 ⑩气态氢化 物稳定性 同周期(从左到 右) 递增 递减 递增 递减 逐渐变易 逐渐增强 同主族(从上到 下) 递减 递增

递减递增 逐渐变难 逐渐减弱

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2.元素的金属性与非金属性比较 从结构上理解元素的金属性与非金属性 递变规律：同主族元素的原子从上到下原子 半径依次递增，核对电子的吸引能力依次递 减，失电子能力增强，得电子能力减弱，即 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周 期元素(稀有气体除外)的原子从左到右原 子半径依次递减，核对电子的吸引能力依次 递增，得电子能力增强，失电子能力减弱， 即非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

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(1)比较元素金属性强弱的实验事实： ①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度 (金属活动性顺序表); ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； ③较活泼的金属可把较不活泼的金属从它的 盐溶液中置换出来； ④原电池中作负极的金属比作正极的金属金 属性强； ⑤电解时阴极上后析出的金属比先析出的金 属金属性强。

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(2)比较元素非金属性强弱的实验事实： ①与氢气化合生成气态氢化物的难易程度 以及气态氢化物的稳定性； ②元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱 ； ③置换反应：非金属性强的单质可置换出 非金属性弱的单质； ④电解时阳极上后析出的非金属单质比先 析出的非金属单质非金属性强。

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3.微粒半径大小比较规律 影响半径的主要因素是电子层数、核电荷数 、核外电子数 (1)原子半径 a.同主族元素的原子半径随电子层数的递增 逐渐增大。(电子层数越多半径越大)例如 ：Li<Na<K<Rb<Cs b.同周期元素(除稀有气体元素)的原子半 径随原子序数的递增逐渐减小(电子层数相 同情况下，核电荷数越多，半径越小)。 例

如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

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(2)离子半径 a.对于电子层结构相同的离子，核电荷数大的 半径小。如：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ S2->Cl->K+>Ca2+ b.同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半 径越大。 金属阳离子半径小于其原子半径，如Na>Na+ (电子层数越多半径越大)。 非金属阴离子半径大于其原子半径，如Cl->Cl (电子层数、核电荷数均相同时，核外电子数 越多，半径越大)。

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4.元素周期表：元素周期表是元素周期律的 具体表现形式 元素种类 始终元素 与原子结构关系一 2 H~He 三短 二 8 Li~Ne 周期数=电子 (主族) 三 8 Na~Ar 层数 七 四 18 K~Kr 主族序数=最 周 三长 五 18 Rb~Xe 层外 结构 期 (主副族) 六 32 Cs~Rn 电子数 一不全 七 32 Fr~ 16个族(7主7副Ⅷ族0族) ①原子半径 ②主要化合价 性质 ③金属性非金属性 ④气态氢化物稳定性 ⑤最高价氧化物的水化物酸碱性

元 素 周 期 表

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元素周期表的应用： (1)预测元素的性质：常见的题目给出一 种不常见的主族元素(如：砹、碲、铋、 铅、铟、镭、铯等),或尚未发现的主族 元素，推测该元素及其单质或化合物所具 有的性质。解答关键：根据该元素所在族 的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加 以判断。 (2)启发人们在一定区域内寻找新物质( 农药、半导体、催化剂等)。 (3)预测新元素的存在。

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5.周期表中特殊位置的元素(1)族序数等 于周期数的元素：H、Be、Al;(2)族序 数等于周期数2倍的元素：C、S;(3)族 序数等于周期数3倍的元素：O;(4)周 期数是族序数2倍的元素：Li、Ca;(6) 周期数是族序数3倍的元素是：Na;(7) 最高价不等于族序数的元素是：O、F。

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