元素周期表和元素周期律何博

1、化学辅导讲义学员编号： 年 级：高二 课时数：3学员姓名： 辅导科目：化学 学科教师：何 博 课 题元素周期律授课日期及时段 2014年10月14日教学目的1.使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。2.使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，能运用原子结构理论解释这些递变规律。3.使学生了解原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置三者间的关系，学会运用周期表。教学内容一、元素周期表的结构1.编排原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行-周期。（2）把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行-族。2.认识周期表的结构（

2、7横行18纵列，7个周期、16个族）（1）横：“三短、三长、一不全，镧系、锕系列下边”（2）纵： “七主七副八与零，镧系锕系挤当中”总结：元素周期表有7行7周期，每一周期元素种类不一定相等。周期序数=原子核外电子层数元素周期表有18纵列、16个族、7个主族、7个副族、0族和族，主族元素最外层电子数=主族序数周期用纯数字表示，族用“-”和“A”和“B”表示。“A”表示主族，“B”表示副族。例如：“N”所在位置为 第二周期A族或第2周期A族.二元素周期律随着原子序数的递增原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1211 2231021 8811183 1 88结论：随着原子序数的递

3、增， 元素原子最外层电子排布发生周期性变化。1、原子半径的递变规律：结论：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。小专题：微粒半径大小的比较（1）、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐 增大 。同周期，从左到右，原子半径逐渐 减小（稀有气体除外）。例如：Na >Mg >Al >Si（2）、离子半径大小的比较具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 增大 ，半径 减小。（即核大径小）例如：O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 同主族离子半

4、径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 增多，离子半径逐渐增大。例如：F- < Cl- < Br- 同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 越大 ，高价阳离子半径 小于低价离子半径。例如：Fe3+ < Fe2+ < Fe H+ < H < H-2、化合价的周期性变化 标出118号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化12+1310+1 +5 -4 -11118+1 +7 -4 -1结论：随着原子序数的递增，元素 化合价 也呈现周期性变化。3、元素金属性非金属性周期性变化结论：随着原子序数的递增，同周

5、期元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 ；同主族元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。结论：元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着 原子序数 的递增而呈周期性变化的规律。实质：元素性质的周期性变化实质是 元素原子最外层电子排布呈周期性变化的必然结果。（1.）同周期元素递变性:同周期元素的原子从左到右，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属单质还原性逐渐减弱，非金属单质氧化性逐渐增强，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。以第三周期为例：a.元素的金属性越强,单质从水(或酸

6、)置换出氢越容易,最高价氧化物水化物-碱的碱性越强。（元金属性强弱的判断依据）b.元素的非金属性越强,单质与氢气形成气态氢化物越容易,气态氢化物越稳定,最高价氧化物水化物-酸的酸性越强。（元素非金属性强弱的判断依据）（2.）同主族元素递变性:同主族元素的原子从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属单质还原性逐渐增强，非金属单质氧化性逐渐减弱，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。以碱金属和卤素为例。1.同周期、同主族元素性质的递变规律项目同周期（左   右）同主族（上  下 &

7、#160;    ）原子结构核电荷数 逐渐增大增大电子层数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大性质化合价最高正价由+1至+7，负价数=-（8-族序）最高正价、负价数相同最高正价=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱单质的氧化性、还原性还原性减弱、氧化性增强氧化性减弱，还原性增强最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性减弱、酸性增强酸性减弱，碱性增强气态氢化物的稳定性渐增渐减得失电子能力失电子由 大小得电子由 小大得电子由 大小失电子由 小大三、位、构、性的关系四、元素周期表和元素周期表的意义元素周期律和周期表，揭示了

8、元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。（1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。（2）在自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。（3）在生产上的某些应用由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。半导体材料都是周期表里金属与非金

9、属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取。矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。元素之最练习题1、下列原子半径由小到大排列正确的是（ ）A、O、S、Al、Na B、Mg、Si、P、Cl C、Cl、Na、F、K D、S、N、C、B2、下列关于元素周期律和周期表的描述，正确的是（ ）A、在元素周期表的右上方可以寻找制取半导体的元素。B、元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化。C、俄国化学家门捷

10、列夫是通过实验的方法建立元素周期表的。D、同一主族元素的原子从上到下，原子半径减小，金属性增强。3、若发现114号新元素X，下列有关X可能具有的性质合理的是（）A、X是非金属元素。B、X的单质可作半导体材料。C、X不存在稳定的气态氢化物。D、X的最高价氧化物对应水化物的酸性较强。41919年，科学家第一次实现了人类多年的梦想人工转变元素。这个核反应如下：NHeOH下列叙述正确的是AO原子核内有9个质子 BH原子核内有1个中子CO2和O3互为同位素 D通常情况下，He和N2化学性质都很稳定5已知A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期主族元素，原子半径按D、E、B、C、A的顺序依次减小，

11、B和E同主族，下列推断不正确的是A A、B、D不可能在同周期 BD一定在第二周期CA、D可能在同一主族 DC和D的单质可能化合为离子化合物6.下列分子中，所有原子都满足最外层为8电子结构的是ABF3 BPCl5 CHCl DCF2Cl27下列说法中正确的是ANO2、SO2、BF3、NCl3分子中没有一个分子中原子的最外层电子都满足了8e稳定结构；BP4和CH4都是正四面体分子且键角都为109o28；CNaCl晶体中与每个Na+距离相等且最近的Na+共有12个；D由原子间通过共价键而形成的晶体的熔、沸点一定高于其他晶体。8A、B两元素为某周期A族和A族元素，若A元素的原子序数为，则B元素的原子数

12、可能为1811182532A.B.C.D.9下列各元素中，化合价的最高正价数最大的是AF BS CN DAl10下列关于元素周期表的叙述中，不正确的是A有七个周期，十八个族 B是元素周期律的具体表现形式 C对工农业生产有一定的指导作用D是学习和研究化学的重要工具11随着原子序数的递增，不呈周期性变化的是元素的A化合价 B相对原子质量 C原子的最外层电子排布 D原子半径 12主族元素R最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO3，则其氢化物的化学式是AHR BRH3 CH2R DRH413下列说法中错误的是（ ）A原子的核外电子层数等于该元素所在的周期数B元素周期表中从第3纵列到第12纵列的10列

13、元素都是金属元素C除氦外的稀有气体的原子最外层电子数都是8个D非金属元素均在周期表的右上角14下列离子的电子层结构相同的一组是（ ）AO2、F、Na+、Mg2+            BNa+、Mg2+、S2、ClCF、Cl、Br、I            DNa+、Mg2+、K+、Ca2+15已知短周期元素的离子An、B（n+1）、Cn、D（n+1）都具有相同的电子层结构，则

14、A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（ ）ACDBA BDCAB CABDC DABCD16下列各组酸的强弱比较中，正确的是（ ）AH3PO4H2CO3H2SiO3 BH2CO3H2SiO3H3PO4CH2SiO3H3PO4H2CO3DH2SiO3H2CO3H3PO4 17某主族元素R的气态氢化物为HnR，其最高价氧化物对应水化物的分子中有m个氧原子，则该水化物的化学式为（ ）AH2m-8+nROm  BH2n-8+mROm CH2ROm DH2mROm18下列各组比较中不正确的是 （ ）A酸性：H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4 B氧化性：SO2F2C碱性：Be(OH)

15、2Mg(OH)2NaOHD还原性：FClBrIACB19右图是周期表中短周期的一部分， A、B、C三种元素的核电荷数之和等于B的质量数，B元素的原子核内质子数等于中子数，下列叙述正确的是（ ）AB为第二周期元素    BC为A族元素CA的原子序数为6    DC是非金属性最强的元素20 现在含有生命元素硒（Se）的保健品已经进入市场，已知硒与氧同族， 则与钾同周期，则下列关于硒的叙述中正确的是（ ）A硒单质在常温下是固体 B硒的气态氢化物稳定性比H2O 强C硒是金属元素 D硒酸（H2SeO4）的酸性比硫酸强21元素的性质呈周期性变化的

16、根本原因是 ( )(A) 元素原子量的递增，量变引起质变 (B) 元素的原子半径呈周期性变化(C) 元素原子的核外电子排布呈周期性变化(D) 元素的金属性和非金属性呈周期性变化22有三种金属元素a、b、c在相同条件下，b的最高价氧化物的水化物的碱性比a的最高价氧化物的水化物的碱性强；a可以从c的盐溶液中置换出c。则这三种金属元素的金属性由强到弱的顺序是 ( )(A) a、b、c (B) b、a、c (C) b、c、a (D)c、b、a23某阳离子与Ar具有相同的电子层结构，阴离子与Ne具有相同的电子层结构，该阴、阳离子所形成的化合物可能是 ( )(A) K2S (B) NaF (C) CaF2

17、 (D) Li2O24元素性质呈周期性变化的原因是 A核外电子排布呈周期性变化 B核电荷数逐渐增大C相对原子质量逐渐增大 D元素的化合价呈周期性变化25下列关于第3周期主族元素性质从左到右变化趋势的叙述正确的是A最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱B气态氢化物稳定性逐渐减弱C最高正价依次降低D原子半径逐渐减小26以下性质的比较中，正确的是（）A最高正价：FON B原子半径：P> N > OC熔点：MgNaLi D密度：苯>水>四氯化碳27下列说法正确的是（）AA族元素的金属性比A族元素的金属性强 BA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高C若R的含氧酸

18、的酸性大于Q的含氧酸的酸性，则非金属性R大于QD第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小28第三周期元素R，它的原子最外电子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，但等于最内层电子数的正整数倍。下列说法正确的是（） A常温下，能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应BR的最高价氧化物对应的水化物都是强酸C在固态时，R的单质属于同一类型的晶体D在常温下，R的气态氢化物都能在空气中稳定存在 29下列物质性质的变化规律与分子间作用力有关的是 （）AHF、HCl、HBr的热稳定性依次减弱 B金刚石的硬度大于硅，其熔、沸点也高于硅 CNaF、NaCl、NaBr的熔点依次降低 DF2、Cl2、B

19、r2、I2的熔、沸点逐渐升高30、第三周期元素R，它的原子最外电子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，但等于最内层电子数的正整数倍。下列说法正确的是 A常温下，能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应BR的最高价氧化物对应的水化物都是强酸C在固态时，R的单质属于同一类型的晶体D在常温下，R的气态氢化物都能在空气中稳定存在31、（6分）短周期主族元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，它们的原子核外电子层数之和为10；B的化合物种类繁多，数目庞大。C、D是空气中含量最多的两种元素；D、E两单质在不同条件下以应可以生成两种不同的离子化合物。（1）写出E的单质与A、D两元素形成的常

20、见化合物反应的离子方程式： （2）由B、D两种元素组成的化合物，该化合物是大气温室效应的主要气体，写出该化合物的电子式 ，属 晶体。B的相对分子质量最小氢化物的结构式； 。（3）由A、C、D三元素形成的常见盐溶液呈 性（填“酸”、“中”、“碱”），其原因用离子方程式表示为 。32、下表-1标出的是元素周期表的一部分元素。 表-1根据上表回答下列问题（用元素符号填写）(注：以下问题回答范围均限于的元素) 元素的气态氢化物的电子式为_，与的氢化物相比较，_的氢化物更稳定。 的元素中原子半径最大的是_，最高价氧化物对应水化物酸性最强的是_，气态氢化物水溶液呈碱性的是_。 元素的最高价氧化物对应水化物

21、的电离方程式是_；该水化物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是_。 如图-3，将潮湿的由元素构成的单质通过甲装置后，再通过放有干燥红色布条的乙装置，红色布条不褪色。则甲装置中所盛试剂可能是_。a、浓硫酸 b、NaOH溶液 c、KI溶液 d、饱和食盐水 33下表是元素周期表的一部分 族周期 IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA二三四(1)表中元素的氢化物的电子式为_，此氢化物的水溶液的pH比元素的氢化物的水溶液的pH_(填“大” 、“小” 或“相等”)，上述两种氢化物形成的化合物其水溶液呈_性(填“酸” 、“碱” 或“中”)(2) 元素形成的简单离子中离子半径最大的是_(填离子符号)(3) 元

22、素与元素的氢氧化物有相似的性质，写出元素的氢氧化物与足量的NaOH溶液反应的化学方程式_(4) 元素与元素形成的化合物属_晶体，与它属于不同类晶体，且熔沸点较低的是( )(A) 的单质 (B) 与形成的化合物 (C) 与形成的化合物 (D) 与形成的化合物(5)在与的单质中，化学性质较活泼的是_，写出可以验证该结论的一个化学反应方程式_。341932年，美国化学大师Linus Pauling提出电负性（用希腊字母表示）的概念，用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。Linus Pauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。Linus Pauling建立的主族元素的电

23、负性如下： H：2.1Li：1.0Be：1.5B：2.0C：2.5N：3.0O：3.5F：4.0Na：0.9Mg：1.2Al：1.5Si：1.8P：2.1S：2.5Cl：3.0K：0.8Ca：1.0Ga：1.6Ge：1.8As：2.0Se：2.4Br：2.8Rb：0.8Sr：1.0In：1.7Sn：1.8Sb：1.9Te：I：2.5Cs：0.7Ba：0.9Tl：1.8Pb：1.9Bi：1.9Po：2.0At：2.2Fr：0.7Ra：0.9回答下列问题：写出上述元素电负性在同周期或同主族中的递变规律(任定一种): 。 预测Te元素的值 ，它的非金属性比I元素 （填“强”或“弱”） 。 你认为Li

24、nus Pauling提出电负性的概念是确定化合物中原子 （填“失电子”、“得电子”）能力的相对大小。 大量事实表明，当两种元素的值相差大于或等于1.7时，形成的化合物一般是离子化合物，根据此经验规律， AlCl3中的化学键类型应该是 。 35根据元素周期表及周期律的知识回答下列问题：（1）短周期中原子半径最大的元素（不考虑稀有气体）位于周期表的第 周期第 族，该元素与硫元素形成的化合物的电子式为_。 （2）短周期中与氟元素同主族的元素是_，其离子的结构示意图为_，该元素的氢化物遇到氨气会产生大量的白烟，产生白烟的化学方程式为_。（3）下列关于元素性质的比较中正确的是_。a原子半径： AlSi

25、C b非金属性： PSClc热稳定性：H2OHFH2S d碱性：KOHCa(OH)2Mg(OH)236（9分）下表为部分短周期元素性质的数据： 元素 元素性质原子半径（10-10m）0.741.361.231.100.991.571.040.751.25最高正价+2+1+5+7+1+6+5+3最低负价-2-3-1-2-3（注：以下问题回答范围均限于的元素）（1）写出两元素形成的化合物电子式               ，表中金属性最强的元素是   

26、;     （填写元素符号）。（2）中能形成两性氢氧化物的元素是          ，（填写元素符号）写出证明该氢氧化物显两性的化学反应方程式：     ，     。（3）与两元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较为 > （用化学式表示）与两元素的气态氢化物稳定性强弱比较为 > （用化学式表示）（4）写出元素气态氢化物完全燃烧的化学方程式：    

27、         。（5）、三元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是： > > （写离子符号）。37（14分）右表是元素周期表的一部分。 族周期AAAAAAA0123（1）表列10种元素中，原子半径最大的是_（填元素符号）；非金属性最强的元素的原子结构示意图是_；最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是_（填化学式）（2）元素和元素相比较，气态氢化物稳定性较强的是_（填化学式）。元素氢化物的化学式是_。（3）元素的氢化物的电子式为 ，此氢化物水溶液显_（酸或碱）性。（4）由元素四种元素组成的常见的两种物质的化学式是_、_。其中的一种既能与强酸反应，又能与强反应。请分别写出反应的离子方程式：_、 _。（5）元素与元素相比较，非金属性较强的是 （填名称），可以验证该结论的实验是（填编号）。(a