高中化学《元素周期表和元素周期律》.pdf

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1、复习目标：复习目标：1、掌握元素周期律的实质；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。4、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。基础知识回顾：基础知识回顾：一、元素周期表一、元素周期表1、元素周期表的编排原则（1）横行：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。（2）纵行：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。按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5 个

2、区，分别为 s 区、d 区、ds、p 区、f 区，各区分别包括A、族元素、B族元素、B、B 族元素、AA族和 0 族元素、镧系和锕系元素，其中s 区(H 除外)d 区、ds 区和 f 区的元素都为金属。【典型例题 1】已知X、Y、Z 三种主族元素在周期表中的位置如图所示，设X 的原子序数为a。则下列说【迁移训练 1】已知 M、N 是元素周期表中同主族的两种元素。若 M 的原子序数是 x，则 N的原子序数可能是()x2；x8；x10；x18；x26；x32。A仅B仅C仅D都有可能【答案】D【解析】元素周期表中同主族相邻两种元素，其原子序数之差可能是2、8、18、32。但如果两元素不相邻，则该差值

3、有可能是10(28)、16(88)、26(818)、34(8818)、36(1818)等。二、元素周期律1、概念元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。2、实质元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。3、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li 和 Mg，Be 和Al。4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律项目最外层电子数同周期（从左到右）由 1 递增到 7最高正价由+1+7（O、F 除外）主要化合价负价由-4-1原子半径金属性与非金属性最高价氧化物对应水化物的酸碱性非金属的逐渐减小（惰性气体除外）金属性逐渐减弱

4、非金属性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐增强生成由难到易逐渐增大金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱碱性逐渐增强酸性逐渐减弱生成由易到难同主族（从上到下）相同最高正价相同气态氢化物稳定性由弱到强得电子能力逐渐增强稳定性由强到弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强逐渐减小得失电子能力失电子能力逐渐减弱逐渐增大（特例：BeB,NO,第一电离能MgAl，PS）电负性5、电离能（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。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；

5、反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（3）变化规律：同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如 Be B，N O，Mg Al，P S。同一族从上到下元素的第一电离能变小。逐渐增大逐渐减小7、实例（1）碱金属碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系元素结构相似性化学性质等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是+1。从 LiCs，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结构的吸引力逐渐 减小，因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。递变性从 LiCs，元素的金属性逐渐.化学性质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

6、越来越容易LiNaKRbCs原子的最外层都只有 1 个电子都表现出较强的 还原 性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢单质物理性质的比较A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。B递变性：从 LiCs，碱金属的密度逐渐增大，熔沸点逐渐 降低。C碱金属元素单质的个性特点：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。（2）卤素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。卤素单质的物

7、理性质递变规律按 F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高；密度逐渐 增大。卤素单质的化学性质与 H2化合H2X2=2HXF2冷 暗 处 爆 炸 化合，生成的 HF 很稳定与 H2O 反应2F22H2O=4HF O2置换反应Cl22NaBr=Br22NaI=不能把其他卤素从Cl2强光下爆炸化合，生成的 HCl稳定Cl2H2O=HClHClOBr2高温下缓慢化合，生成的 HBr 较不稳定与水反应，但较氯气缓慢与水只起微弱反应I2持续加热缓慢化合，生成的 HI 不稳定=2NaClBr2=2NaBrI2它们的卤化物中置换出来结论非金属性逐渐减弱【典型例题 2】依据元素周期表及

8、元素周期律，下列推测正确的是()AH3BO3的酸性比 H2CO3的强BMg(OH)2的碱性比 Be(OH)2的强CHCl、HBr、HI 的热稳定性依次增强D若 M 和 R2的核外电子层结构相同，则原子序数：RM【迁移训练 2】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示：元素符号原子半径(nm)主要化合价X0.1602Y0.0802Z0.1022，4，6R0.1433T0.0742根据表中信息，判断以下说法正确的是()A单质与稀硫酸反应的速率快慢：RYXB离子半径：T2X2C元素最高价氧化物对应水化物的碱性：YRXD单质与氢气化合的难易程度ZT【典 型 例 题 3】现 有 、三 种 元 素 的

9、 基 态 原 子 的 电 子 排 布 式 如 下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是()A第一电离能：B原子半径：C电负性：D最高正化合价：【答案】A【迁移应用 3】A 元素的阳离子与 B 元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：原子半径AB；原子序数AB；原子最外层电子数AS。（3）用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4H3PO4可判断非金属性：SP；但酸性 H2SO4HClO，HClH2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。【典型例题 6】下表是元素周期表的一部

10、分，有关说法正确的是()族AAAAAAA周期二三abcdefAe 的氢化物比 d 的氢化物稳定Ba、b、e 三种元素的原子半径：ebaC六种元素中，c 元素单质的化学性质最活泼Dc、e、f 的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强【迁移训练 6】短周期元素 W、X、Y、Z 在元素周期表中的位置如表所示。下列说法中，正确的是()AW 的最高价氧化物对应的水化物是强酸考点三：微粒半径大小比较1、粒子半径比较基本原则（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。如同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)r(F)、r(O2)r(S2)、r(Na)r(Na+)。（2）二看“

11、核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。如同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。如r(Na)r(Cl)、r(O2)r(F)r(Na+)。（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如：r(Cl)r(Cl)、r(Fe2+)r(Fe3+)。2、微粒半径的大小比较规律同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：NaMgAlSi（稀有气体的原子半径不参与比较）。同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如：LiNaKRb;OSMg2+Al3+。同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3-S2-Cl-。同主族阳

12、离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第A 族中：Na+K+Rb+Cs+。同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第A 族中：F-Cl-Br-I-。阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+Na，Fe2+S，Br-Br。电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2-Cl-K+Ca2+，Al3+Mg2+Na+Fe2+Fe3+，H-HH+。【典型例题 7】下列粒子半径大小的比较正确的是()ANa Mg2Al3O2BS2ClNaAl3CNaMgAlSDCsRbKNa【迁移训练 7】X 和 Y 两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X 元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z 三种元素的原子序数的关系是()AXYZBYXZCZXYDZYX