高三年级化学一轮复习教学案.docx
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高三年级化学一轮复习教学案
高三年级化学一轮复习教学案
沛县中学：
王梅
[复习主题]元素周期律元素周期表（第一课时）
[能力目标]
1、使学生了解元素周期表的结构以及周期、族的概念。
2、认识周期表中各区的原子核外电子排布的规律，知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、掌握原子半径的变化规律及比较简单微粒的半径
4、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
[能力培养]
一、元素周期表
1、元素周期系：
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
2、元素周期表的结构
元素周期表的结构
位置与结构的关系
周期
周期序数
元素的种数
1.周期序数=原子核外电子层数
2.对同主族（nA族）元素
若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3，则该主族某一元素的原子数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短
周
期
第一周期
第二周期
第三周期
长
周期
第四周期
第五周期
第六周期
第七周期
不完全周期
族
主
族
ⅠA族—
ⅦA族
由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
（除0族外）
最外层电子数=主族序数=价电子数
零族
最外层电子数均为8个（He为2个除外）
副族
ⅠB族—
ⅦB族
只由长周期元素构成的族
最外层电子数一般不等于族序数
（第ⅠB族、ⅡB族除外）
最外层电子数只有1～2个
第Ⅷ族
有三列元素
说明：
①原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）如：
46Pd[Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
②外围电子总数决定排在哪一族如：
29Cu3d104s110+1=11尾数是1所以，是IB。
③副族元素又称为过渡元素，因为IIA要经过副族和VIII族到IIIA
例1．某元素X的核外电子数等于核内中子数。
取该元素单质2.8g与氧气充分作用，可得到6g化合物XO2。
该元素在周期表中的位置是 （）
A．第三周期B．第二周期 C．第ІVA主族D．第VA主族
例2．在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目分别是 （）
A．8、18、32、32B．8、18、18、32 C．8、18、18、18 D．8、8、18、18
3、元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
区全是金属元素，非金属元素主要集中在区。
主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
s区价电子特征排布ｎS1~2， p区价电子特征排布ns2np1~6，
d区价电子特征排布（ｎ-1）d1~10ns1~2， ds区价电子特征排布（n-1）d10ns1~2，
f区价电子特征排布（n-2）f0-14（n-1）d1-2ns2。
。
例3．下列说法正确的有 （）
A．26号元素铁属于d区B．主族族序数=其价电子数=最外层电子数
C．在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数
D．最外层电子数=8的都是稀有气体元素E．主族共有7列，副族共有7列
F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13
例4．下列各组元素属于p区的是（）
A．原子序数为1，2，7的元素B．O，S，P C．Fe，Ar，C D．Na，Li，Mg
4、周期表中特殊位置的元素
⑴族序数等于周期数的元素⑵族序数等于周期数2倍的元素
⑶族序数等于周期数3倍的元素⑷周期数是族序数2倍的元素
⑸周期数是族序数3倍的元素
⑹最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素
⑺最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素
5、常见元素及其化合物的特性
⑴形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或氢化物中氢的质量分数最高的元素：
⑵空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素
⑶地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素
⑷单质最轻的元素最轻的金属单质的元素
⑸单质在常温下呈液态的非金属元素，金属元素
⑹最高价氧化物及其水化物既能与酸反应，又能与强碱反应的元素
⑺元素的气态氢化物和它的最高价氧化物水化物能起化合反应的元素，能起氧化还原反应的元素
⑻元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素
6、元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。
7、元素周期表的应用和意义
⑴根据周期表中的位置寻找未知元素及新物质。
⑵预测元素的性质（由递变规律和同族同周期熟悉元素的性质推测）
例5．19世纪中叶，门捷列夫的突出贡献是（）
A、提出原子学说B、发现元素周期律C、提出分子学说 D、发现氧气
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
二、元素周期律
1、元素周期律
⑴涵义：
元素性质随着原子的递增而呈周期性变化。
⑵实质：
元素性质的周期性递变是的必然结果。
⑶核外电子排布：
最外层电子数由1递增至8（若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。
⑷主要化合价：
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数决定，一般存在下列关系：
最高正价数=最外层电子数=主族序数 负化合价数的绝对值+最外层电子数=8
2、原子半径 ▲原子半径的大小取决于两个相反的因素：
（1）
电子的能层数，电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
（2）电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
▲简单微粒半径的比较方法
⑴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6：
rNarAlrPrClrMgrSrSi
②最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。
例7：
rLirKrCsrNarRb
⑵离子半径
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8：
rCl-rCl,rFerFe3+rFe2+
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
例9：
rO2-rF-rAl3+rNa+rMg2+
③带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。
例10：
rLi+rRb+rcs+rNa+rK+;
rO2-rse2-rTe2-
④带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
例11：
rk+rMg2+
[练习]1．X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6，则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是 （）
A、XYZB、X2YZC、X2YZ2D、X2YX
2．若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2：
3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是 （）
A、1B、3C、5D、6
☆3．X和Y是短周期元素，两者能组成化合物X2Y3，已知X原子序数为n，则Y的原子序数不可能是（）
A、n+11B、n+3C、n-5D、n-6
4．A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如左图所示。
已知：
B、C两元素原子最外层电子数之和等于A元素原子最外层电子数的2倍；B、C两元素的核电荷数之和是A元素原子序数的4倍。
则A、B、C分别是（）
AC、Al、PBN、Si、S
CO、P、ClDF、S、Ar
5．下列各组指定原子序数的元素，不能形成AB2型的化合物的是 （）
A、6和8B、16和8C、12和9D、11和6
6．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是 （）
A、NaFB、MgI2C、BaI2D、KBr
7．已知aAn+、bB（n+1）+、cCn-、dD（n+1）-均是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离 子，下列叙述正确的是（）
A．原子半径C＞D＞A＞BB．原子序数b＞a＞c＞d
C．离子半径D＞C＞A＞BD．单质的还原性A＞B＞C＞D
8．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为（ ）
A、XYB、XY2C、XY3D、X2Y3
高三年级化学一轮复习教学案
[复习主题]元素周期律元素周期表（第二课时）
[能力目标]：
1、了解元素原子核外电子排布与元素金属性、元素非金属性的周期性变化
2、能说出元素电离能的涵义，认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
3、能说出元素电负性的涵义，能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则
4、使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。
教学重点、难点：
主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
应用元素的电负性说明元素的某些性质
[能力培养]：
3、电离能
⑴、概念：
态电性基态原子失去个电子，转化为 离子所需要的叫做第一电离能。
⑵、第一电离能的意义：
衡量元素原子失去一个电子的难易程度。
⑶分析下表
小结：
①、递变规律
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势
从上到下，第一电离能呈减小趋势。
②、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
③、Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，不如Be稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。
P的价电子排布为3s23p3，最外层能级中电子处于半满状态，相对比较稳定，失电子较难，而S的价电子排布为3s23p4，不如P稳定，因此P的第一电离能大于S。
如此相同观点可以解释Mg的第一电离能大于Al，N的第一电离能大于O。
⑷阅读分析：
下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
Na
Mg
Al
各级电离能（KJ/mol）
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
为什么原子的逐级电离能越来越大？
这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
数据的突跃变化说明了什么？
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叫做第一电离能，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能，依次类推，可得到第三电离能、第四电离能……一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。
这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
Na的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的第一电离能与第二电离能相差不多，而第二电离能比第三电离能小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的第一、二、三电离能相差不多，而第三电离能比第四电离能小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
例1、某元素的电离能（电子伏特）如下：
（I1第一电离能、I2第二电离能……）
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
此元素位于元素周期表的族数是 （ ）
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
例2、某元素的全部电离能（电子伏特）如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
I8
13.6
35.1
54.9
77.4
113.9
138.1
739.1
871.1
回答下列各问题：
（1）由I1到I8电离能值是怎样变化的?
____________，为什么?
_______________________
（2）I1为什么最小?
________________________________
⑶I6到I7为什么有一个很大的差值?
这说明什么?
⑷I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?
________________________________
4、电负性：
⑴、原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
⑵、电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（美国化学家鲍林）
⑶、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。
⑷、周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小;表明元素的非金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
⑸、对角线规则：
某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。
比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
例3、下列对电负性的理解不正确的是（）
A、电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C、元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D、元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
例4、一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。
请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaFHClNOMgOKClCH4
共价化合物：
离子化合物：
5、同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左——→右）
同主族（上—→下）
原子结构
核电荷数
电子层数
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质递变
化合价
最高正价由+1→+7
负价数=8-族序数
最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐，非金属性逐渐
金属性逐渐，非金属性逐渐。
单质的氧化性和还原性
氧化性逐渐，还原性逐渐
氧化性逐渐，还原性逐渐。
最高价氧化物的水化物的酸碱性
酸性逐渐，碱性逐渐。
酸性逐渐，碱性逐渐。
气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性
稳定性逐渐，还原性逐渐，酸性逐渐。
稳定性逐渐，还原性逐渐，酸性逐渐。
例5、应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。
下列预测中不正确的是（）
①Be的氧化物的水化物可能具有两性，②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气，③At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱，⑤SrSO4是难溶于水的白色固体，⑥H2Se是无色，有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④B．②④⑥C．①③⑤D．②④⑤
例6．下列排列顺序错误的是（）
A．金属性Rb>K>Mg>AlB．非金属性As>S>Cl>F
C．稳定性AsH3>PH3>H2S>HFD．半径Na>P>O>F
6、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子、金属性越强
判
断
依
据
1.在金属活动顺序表中越靠，金属性越。
2.单质与水或非氧化性酸反应越，金属性越。
3.单质还原性越或金属阳离子氧化性越，金属性越。
4.最高价氧化物对应水化物碱性越，金属性越。
5.若xn++y——→x+ym+，则y比x金属性。
非
金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强。
判
断
依
据
1.与H2化合越，气态氢化物越，非金属性越。
2.单质氧化性越，阴离子还原性越，非金属性越。
3.最高价氧化物的水化物酸性越，非金属性越。
4.An-+B——→Bm-+A则B比A非金属性强。
例7．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 （ ）
B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
例8．第3周期元素R，它的原子核外最外层上达到饱和所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，且等于最内层电子数的正整数倍。
则关于R的正确说法是（）
A．常温下，能稳定存在的R的高价氧化物都能与烧碱溶液反应
B．R的最高价氧化物对应水化物是强酸
C．R和R的氧化物的熔点和硬度都很高
D．R能形成稳定的气态氢化物
练习：
1、元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。
一般认为，电负性大于1．8的元素为元素，电负性小于1．8的元素是。
在短周期元素中电负性最大的是元素，电负性最小的是元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是。
2、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性数值的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。
请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4NaHNF3NH3ICl
3、比较下列各组元素电负性的大小
Al、Si、PF、C1、Br
Na、K、Cs
4、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个质子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳的电子数的2倍，则YZ2为；则ZX2为。
5、元素X和Y属于同一个主族，负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量份数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别是50%和60%。
确定X、Y在元素周期表中的位置，X第周期第族，Y第周期第族。
写出X、Y形成的两种化合物的化学式、。
6、A、B、C三种元素，其中一种是金属元素，A、B的电子层数相同，B、C的最外层电子数相同。
这三种元素的最外层电子数之和为17，原子核中的质子数之和为31，试问：
A的名称B的元素符号C的电子排布式
☆7．第三周期元素R，它的最外层达到饱和时所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，并且等于最内层电子数的正整数倍，则关于R的正确说法（）
①常温下能稳定存在的R的氧化物都能与NaOH溶液反应；
②R的最高价氧化物对应水化物都是强酸；③R的单质固态时属于同一类型的晶体；
④R的气态氢化物都能受热分解。
A．仅①B．①②④C．①④D．②③④
8、短周期元素A、B、C原子序数依次递增，它们的原子的最外层电子数之和为10。
A与C在周期表中同主族，B原子最外层电子数等于A原子次外层电子数。
下列叙述正确的是 （ ）
A．原子半径AC．B的氧化物的熔点比A氧化物高D．A与C可形成离子化合物
9、X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是（）
A．X的原子序数比Y的小B．X原子的最外层电子数比Y的大
C．X的原子半径比Y的大D．X元素的最高正化合价比Y的小
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