元素周期律和元素周期表.doc

精品文档第19讲 元素周期律和元素周期表（主备人 马海林）【课标要求】基本要求1、 能描述元素周期表的结构（周期、族），知道元素在周期表中的位置；2、以IA和VIIA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；3、掌握元素周期律的含义和实质；4、以第3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。5、知道元素化合价与元素在周期表中的位置关系；6、知道元素周期律和元素周期表对其他与化学相关的科学技术具有指导作用。发展要求1、了解元素的金属性和非金属强弱的比较方法。2、原子半径与原子结构的关系；3、掌握元素的位、构、性之间的关系。【考纲要求】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3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IA和VIIA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递变的规律。【考查重点】物质结构和元素周期律是每年高考中的必考内容，题型为选择题和填空题，主要考查原子结构、同位素等概念，重点考查元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系，化学键考查的层次较低，重点放到对概念的理解及判断上。预计今后高考仍然以短周期元素命题来考查原子半径、化合价、金属性和非金属性、单质及其化合物性质的递变规律与原子结构的关系等等。【问题诊断】【知识缺陷】未很好地掌握元素周期律的实质及同一周期、同一主族的原子结构及元素性质的递变规律。未充分了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。未充分了解原子核外电子排布规律。不熟悉元素推断题中常见突破口，如常见电子层结构、化合价中正、负价的关系等。【能力缺陷】对重要关系、重要规律、元素周期表结构等知识不能融会贯通。不能很好地通过对实验现象、分子模型、元素位置示意图、相关数据图表的观察,进行初步加工、吸收、比较和分析。从试题提供的新信息中，不能快速准确地提取实质性内容,并与已有知识块整合,重组为新知识块。不能很好地将陌生问题转化为熟悉问题，把大问题转化为小问题，并通过运用相关知识，采用分析、综合的方法，化难为易,成功作答。元素推断题中，不能快速寻找到突破口，并进行分析推理,另外在答题中，有时不按要求进行答题。分析问题不全面，常顾此失彼。【知识梳理】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：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化具体表现形式、按原子序数递增的顺序从左到右排列；编排依据元素周期律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三长三短一不全周期（7个横行） 、长周期（四、五、六周期）周期表结构 、不完全周期（第七周期）、主族（AA共7个）元素周期表 族（18个纵行） 、副族（BB共7个）、族（8、9、10纵行）、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数，电子层结构，最外层电子数、原子半径性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性特别提醒：掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应依据： 原电池反应中正负极与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的 非金属性强弱 最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属 单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断 互相置换反应、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSCl。规律： 、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu特别提醒作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如Xm+、Ym-、Z（m+1）+、W（m+1）-四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。故元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。元素“位构性”之间的关系特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口（1）形成化合物种类最多的元素是碳。（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al元素。（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。（9）单质的硬度最大的元素是碳。（10）化学式为A2B2形的化合物，则只可能为Na2O2、H2O2、C2H2。元素周期律和元素性质中的易错点(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。忽视了氧无最高正价，氟无正价。 (2)元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但HClO、H2SO3是弱酸，忽视了关键词“最高价”。 (3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强，忽视了稀有气体元素的原子，失电子难，得电子也难。 (4)元素原子得失电子的数目与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系。误认为得(失)电子的数目越多，元素的非金属性(金属性)越强。 (5)同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了长周期也有相差11或25的情况。 (6)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有A族的某些元素。忽视了A族的H的最高正价为1，最低负价为1。周期表中的递变规律：规律“三角”若A、B、C三元素位于周期表中如下图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但A、D不能)。如：原子半径：CAB； 金属性：CAB； 非金属性：BAC。周期表中的相似规律：同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)。上图中A、D位置的元素性质相似(如：金属与非金属的分界线)相邻元素性质差别不大。气态氢化物化学式及最高价氧化物对应的水化物化学式的写法：考点一：元素周期律及其实质1、定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。2、实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化。3具体实例：以第3周期或第A族、第VIIA族为例，随着原子序数的递增元素性质同周期元素（左右）同主族元素（上下）电子层数相同有逐渐增多（17）最外层电子数逐渐增多（1e8e）相同原子半径逐渐减小（稀有气体最大）逐渐增大主要化合价最高正价：+1+7；最低负价 -4 -1；最低负价主族序数8最高正价相同(A族：1)最低负价相同（除F、O外）最高正价主族序数得失电子能力失能减；得能增。失能增；得能减。元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱：NaMgAl非金属性逐渐增强：SiPSCl金属性逐渐增强：LiNaKRbCs非金属性逐渐减弱：FClBrI最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱：NaOHMg(OH)2Al(OH)3(两性)酸性逐渐增强：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4碱性逐渐增强：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH酸性逐渐减弱：HClO4HBrO4HIO4非金属气态氢化物稳定性逐渐增强：SiH4PH3H2SHCl逐渐减弱：HFHClHBrHI注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。4、粒子半径大小比较一般电子层数越多，其半径越大极少数例外，如r(Li)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)；此规律包括如下两种情况：同主族元素，由上到下，原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，如r(K)r(Na)、 r(K)r(Na)；原子半径比相应阳离子半径大，如r(Mg)r(Mg2+)说明：第一周期、二周期除Li外原子半径均小于0.1nm，第三周期除Cl外均大于0.1nm。电子层数相同的，核电荷数越多，其半径越小。同周期主族元素自左至右原子半径逐渐减小（0族例外），如r(Na)r(Mg)r(Al)；电子层结构的离子，核电荷数越多，半径越小。如r(O2)r(F)r(Na) r(Mg2+)r(Al3+)若电子层数、核电荷数均相同，最外层电子数越多，半径越大。同一元素的原子和阴离子，原子半径比阴离子半径上，如r(F)r(F)；同一元素价态不同的阳离子，核外电子数越多，半径越大，如r(Fe2+)r(Fe3+)。5、元素的金属性或非金属性强弱的判断周期表的位置判断：同一周期元素，从左至右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上至下，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素金属性强弱比较方法A、单质的活泼性（还原性）与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。金属活动性顺序：B、化合物的性质最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。金属离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。元素非金属性强弱比较方法A、单质的活泼性（氧化性）单质的氧化性：如与H2化合的难易。互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。B、化合物的性质氢化物的稳定性：氢化物越稳定，则非金属性越强。最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。非金属阴离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。考点二、元素周期表、元素周期律的应用1、原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系元素在周期表中位置与元素性质的关系分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。 非金属性逐渐增强 周期金 1属 B 非金属区 非 2性 Al Si 金 3逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强主族A A A A A A A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性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。实例： 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。原子结构与元素性质的关系与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。最外层电子数4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；最外层电子数3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。原子结构