高中化学总结性复习 第7讲 元素周期表 元素周期律
目标和能力要求 1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。 2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道金属、非金属在周期表中的位置。 3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。 4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
常见命题 1.元素周期律的涵义及实质：通过该知识点，培养学生归纳能力和推理能力及迁移应用能力。
2.微粒半径比较及元素金属性非金属性强弱的比较：通过该知识点，培养学生分析综合能力，推理能力。该知识点易于与重要元素及其化合物的知识点结合起来进行综合考查。
3.元素周期表的结构与原子结构的关系及相互推断：通过该知识点，培养学生分析综合能力，归纳推理及演绎推理能力。
4.同周期、同主族元素性质的递变规律及位、构、性三者的相互推断：通过该知识点培养学生的理解能力，归纳推理能力及迁移运用能力。该知识点易于与元素化合物知识结合起来综合考查，也易出现推断和预测未知新元素的位、构、性等信息考查题型。
5.元素周期表对科研及生产的指导作用
通过该知识点，培养学生分析推理能力，创造思维能力及自学能力。该知识点易与工农业生产上有重要用途的一些重要元素化合物知识结合起来(如催化剂、农药等)进行综合能力考查。
知识体系和复习重点 一、知识体系：
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：
①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
式具④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 体表①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
现形
三八七长主1
三七短副一零不和
编元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 排元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成依据一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）
元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原
子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
二、复习重点、难点：
1.元素周期律
涵 义 实 质 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。 核外电 子排布 原子半径 和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元 素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子主要化合价 数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数 元素及化合物的性质 最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变 化。 原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子
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数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。 2.简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+ 离 子 半 径 1. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+ 2. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 3. 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+ 3.元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金 属 性 本质 原子越易失电子，金属性越强。 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 判 断
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高中化学总结性复习-07-元素周期表 元素周期律(通用)
