第20讲元素周期表和元素的性质课件-2027届高三化学一轮复习

2027届一轮复习课件 1课时 考点20元素周期表和元素的性质 适用精简高效 考点一、元素周期表 1.世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家 绘制完成 门捷列夫 2.编排原则 ①周期:把 相同的元素，按 的顺序,从左至右排成的横行 ②族:把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行 电子层数 原子序数递增 最外层电子数 电子层数递增 3. 元素周期表的结构 ①主族族序数=原子最外层电子数=价电子数 =最高正价数 (O、F除外) ②周期序数 = 原子核外电子层数 ④短周期元素：即指1→18号元素 ⑤第六周期镧系元素和第七周期锕系元素各15种，它们原子电子层结构和性质相似，各放入同一个格子内 ③主族序数 = 原子最外层电子数 ⑥ 八个副族 共60多种元素，统称为过渡元素且全部为金属，又称为过渡金属 特点：最外层电子数：1~2个，除最外层电子参与反应外，内层电子也参与 ⑦含元素种数最多的族是 第IIIB族 (包括镧系、锕系元素和钪、钇共32种) ⑧同一主族相邻上下两种原子序数之差 第ⅠA、ⅡA： 下层原子序数=上层原子序数+上层元素种数 第ⅢA 0族： 下层原子序数=上层原子序数+下层元素种数 ⑨同周期ⅡA与ⅢA元素原子序数相差 第2、3周期是1 第4、 5周期是10 +1=11 第6、7周期是10+1+14=25 ⑩各周期元素种类数： 一周期： 2 × 12 = 2 二、三周期： 2 × 22 = 8 四、五周期： 2 × 32 = 18 六、七周期： 2 × 42 = 32 八、九周期: 2 × 52 = 50 ⑪对角线规则：处于对角线的性质相似（只有三组）： Li Be B C Mg(OH)2是沉淀→ LiOH也为沉淀 Na Mg Al Si Al有两性→ Be也有两性 Si 为原子晶体→B也为原子晶体 ⑫周期表的应用 14C 用于判断文物年代 4、元素周期表的分区 分区 元素分布 外围电子排布式 元素性质特点 s区 p区 d区 ds区 f区 ⅠA族、ⅡA族 ns1-2 除氢外都是活泼金属元素 ⅢA族-ⅦA族 0族 ns2np1-6 (n－1)d1-9ns1-2 ⅢB族-ⅦB族、 Ⅷ族 ⅠB族、ⅡB族 镧系、锕系 (n－2)f0-14 (n－1)d0-2ns2 (n－1)d10ns1-2 过渡金属元素 镧系元素化学性质相近， 锕系元素化学性质相近 d轨道也不同程度地参与化学键的形成 最外层电子参与反应(稀有气体除外) (钯除外) (除He外) 5、各族元素价层电子排布 ①主族：ns1→ns2np5，且主族序数=最外层电子数=价层电子数 ②0族：He为1s2，其他为ns2np6 ⅢB -ⅦB族和第Ⅷ族: (n-1)d1-9ns1-2 ⅠB 、ⅡB族: (镧系、锕系除外) (n-1)d10ns1-2 (Pd：4d10除外) ③副族 [(n-1)d轨道为全充满状态] ⅢB～ⅦB族:族序数=价电子数 ⅠB 、ⅡB族：族序数=最外层ns轨道上的电子数 (镧系和锕系除外) =最外层电子数 【即 (n-1)d+ns能级的电子数】 (n-1)d+ns能级的电子数之和，若分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的列序数。 Ⅷ族： (ns和ns＋np ) 考点二、元素周期律 1.微粒（包含原子和离子）半径比较：电子层多半径大（正比关系） 同电子层原子序数大半径小 2.化合价： 主族序数 最高正价 +1 + 2 +3 +4 +5 +6 +7 最低负价 -4 -3 -2 -1 规律：最高正价+ 最低负价绝对值 = 8 最高正价+ 最低负价 = 0 、2 、4 、6分别对应 C(Si) 、 P 、S 、Cl 最高正价 = 主族序数 左下角 ①金属性最强 ②氢氧化物碱性最强 右上角 ①非金属性最强 ②氢化物最稳定 ③最高价含氧酸酸性最强 ④电负性最大 ⑤第一电离能最大（23、56主族相反） 周期表 3、化学性质 4.氢化物酸性 CH4 NH3 H2O HF HCl HBr HI 增强 5、判断元素金属性强弱 1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度 2.最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性强弱 3.金属单质间的置换反应 4.金属阳离子的氧化性强弱等 判断元素非金属性强弱 1.单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度 2.气态氢化物的稳定性 3.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 4.非金属单质间的置换反应 5.非金属简单阴离子的还原性强弱 考点三、电离能和电负性 1.第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。用符号I1表示。单位：kJ/mol 从+1价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。I3 I4 …… 可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能) ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… ②若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价,最外层为n个电子 ③一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强 2. 第一电离能的周期性变化规律 同周期 →从左到右总体呈现增大趋势 同主族 →从上到下总体呈现减小趋势 过渡元素 →变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势 第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA， Be>B N>O Mg>Al P>S 理解：价层电子排布为全空、半满、全满状态更稳定。 ⅡA族、ⅤA族、0族 ns2 ns2np3 ns2np6 2.电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小 键合电子：参与化学键形成 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 电负性是相对值，没单位，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准 稀有气体不讨论电负性 元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越大 大 ，元素的非金属性越 强 元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越小 ，元素的金属性越 . 小 强 ①同周期主族元素： ②同周期主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 同主族元素： 从上至下电负性逐渐变小 常见的几种元素电负性需要牢牢记住： F=4.0、O=3.5、 N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1 ③判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值 +4 SiH4 -1 ④判断化学键的类型 AlCl3 3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。 Al2O3 3.5－1.5＝2.0>1.7，故Al2O3为离子化合物 10e-的粒子： 18e-的粒子： CH4 NH3 H2O HF Ne Na+ Mg2+ Al3+ N3- O2- F- NH2- OH- NH4+ H3O+ SiH4 PH3 H2S HCl P3- S2- Cl- Ar K+ Ca2+ HS- CH3 NH2 OH F 9电子的粒子 F2 H2O2 N2H4 C2H6 CH3OH CH3F等 考点、五等电子微粒 其它等电子微粒 14电子微粒：Si、N2、CO、C2H2、C22- 16电子微粒：S、O2、C2H4、HCHO CO2: 22e— Na2O2: 38e— 核外有2e－的粒子 分子：He、H2； 离子：H－、Li＋ $