元素周期律-精选推荐

1、【学习目标】知识与技能1、了解元素周期律发现的历史。2、整理并归纳元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、第一电离能、电负性3、以第三周期元素为例，掌握元素金属性、非金属性递变的规律。4性变化的必然结果。过程与方法通过实验探究学会金属，非金属性的比较，通过比较的方法学习元素的周期律情感态度与价值观不畏艰难的精神。金属性和非金属性的强弱判断的实验依据一元素周期律的发现历史二十世纪以前化学的发展史中，原子分子论的建立是对化学的一次总结，化学元素周期律的发现又使化学得到进一步的总结和提高。自从这两个理论建十九世纪初自原子分子论诞生到元素周期律发现的 186963种元素。随着已知元素的增加，积累的

2、化学资料也越来越显得庞杂，人们急需从这些杂乱的资料中找到某种自然的规律性。1829年德国化学家德伯赖纳发现了一种“三素组”的元素分类法。有15种中间元素的原子量大约是两端元素原子量的平均值。德伯赖纳把这三种元素算 5个三素组：Li、Na、K； Ca、Sr、Ba； P、As、Sb； S、Se、Te； Cl、Br、I不满意元素漫无次序状态的人，尝试了不下 50余种元素分类的方法，其中比较成功的是 1865的顺序排列后发现，任一元素的性质均与第八个元素的性质相似，好象音乐中编了号，分了族，归纳成一张表。但是纽兰兹排表缺乏严密的科学性，例如，他把 Mn和 N、P排在一族，Fe和 SO一族；有时为了体现

3、八音律又抛弃了原子量由小到大的顺序，而把元素次序任意颠倒。11867 年俄罗斯化学家门捷列夫在分析了大量实验材料的基础上，坚信“寻找元素的性质及其相似性和它们原子量之间的关系，乃是最简洁和自然的方元素性质随原子量变化的系统规律辨证地加以调整，得到了一张比较完善的元 1869 年 2 “按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性”的规律，命名为元素周期律。他认识到只是机械地按当时已知的元素和原子量大小的顺序排列是不行的。例如在一价 Li（原子量为 7 （原子量 11.0一个两价元素；而在四价的 C（原子量 12）之后和五价 N（原子量 14）之间却又插进一个两价的 Be（原子量 13

4、.5 Be 的化合价上看，它应当和两价的CaMg 同族；从原子量间隔看，Li 和 B 差值较大，中间好象少一种元素；而C和 N 之间又挤得太紧，似乎又多了一种元素。若把 Be 放在 Li 和 B 之间则化合价的大小呈现出规律性的变化。但是原子量的数值却被 Be 原子量 13.5 的数值Be 的原子量应该是 9.4 而不是 13.5。他的看法，被后来的实验测定证明是正确的，Be 的原子量被修正了。大小顺序简单地排列，而要结合元素的性质全面地加以分析。这样，他就恰当地把 Co（原子量 58.9）排在 Ni（原子量 58.7）之前，把 Te（原子量 127.6）排到 I（原子量 126.9）之前。位

5、置，并且根据上下左右元素的情况，预言了这些未知元素的性质。他详尽地预言了三种未知元素的性质。他们是：第 21 号元素 Sc，门捷列夫当时叫它类 31 号元素 Ga 32 号元素 Ge请看 Ge 和类硅：72.735.47难熔4.75.5难熔4.7氧化物的比重这些未知元素的发现，成了元素周期律正确性的有力的论证。根据周期律和周期表的指导，预言和发现了镓、钪、锗、钋、镭、锕、镤、铼、锝、钫、砹等11 种元素。人们还预言了稀有气体（惰性气体）的存在，并于 1898 到 1944 年就全部发现了自然界存在的所有 92 种元素。2在联系，表明元素并不是孤立的，而是存在于严整的自然序列之中，有系统的分类和

6、完整的体系。周期律使庞杂的元素知识联系综合起来，从而有力地推动了化学的发展。 Be Cs Cs 的原子量为 123.4列夫把元素排成周期表时发现就 Cs 的性质来看，它应该在第一主族里，并在Rb 的下面，它的原子量应在 130 左右。重新测定 Cs 的原子量为 132.91。根据周期律，发现了原子的组成和结构，指导了原子结构的研究。究、原子能的利用、有机化学、冶金学、地球化学以及社会科学都有深远的影响。质质变的事实，充分证明了关于量变引起质变规律的普遍性。所以，恩格斯评的规律。二十世纪初，摩斯莱根据 X 射线的实验结果，作出结论：周期表中元素排列顺序是以核电荷为依据，而不是原子量。这个元素排列

7、的顺序后来称为因此，一系列物理学中的新发现使元素周期律获得了新的定义：元素的物理性质和化学性质，以及由元素形成的各种化合物的性质，皆与元素原子核电荷数成周期性的关系。二元素周期律元素的性质随着元素原子序数（即核电荷数）的递增而呈现周期性的变化。这个规律叫做元素周期律。这种周期性的变化具体体现为：1元素原子核外电子排布的周期性变化结论 1：32原子半径的周期性的变化请仔细观察下表中原子序数为 39 和 1117 标表示元素原子核外最外层电子数，以纵坐标表示原子半径，将上表中有关原 39 号元素、1117号元素原子半径数据的点用光滑曲线连接起来。请叙述你的结论：结论 2：元素的金属性与非金属性简介

8、：4举例：Na、Mg、Al 的金属性递变规律最高价对应的氧化物的水化物的碱性金属性的递变举例：Si、P、S、Cl 的非金属递变规律元素氢化物化物非金属性递变【总结】比较元素金属性强弱的依据（金属活动性顺序表也可以）元素的金属性越强。最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。碱性越强者，其金属性越强。属置换出来。对应金属的金属性越弱。比较元素非金属性强弱的依据越易，生成的氢化物越稳定，说明非金属性就越强。非金属单质的置换反应。一般活泼非金属可以置换出不活泼的非金属。的非金属性就越弱。5说明 2：微粒半径大小的比较规律（惰性气体原子半径的测量方法与其它原子半径的测定方法不同，所以惰性气体的原子半径与别的

9、原子半径没有可比性。一般不比较惰性气体与其它原子半径的大小，但在中学范围内仍认为惰性气体比相同电子层数的其它原子的半径要大）A、同种元素的微粒半径比较原子半径大于阳离子半径原子半径小于阴离子半径同种元素不同价态的阳离子，价态越高，离子半径越小B、不同种元素的微粒半径比较、具有相同电子层数的原子，原子序数越大，原子半径越小（稀有气体除外）。、最外层电子数相同的原子，原子序数越大，原子半径越大，其对应的相同价态的离子半径也越大。、对于电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。、对于带电荷、电子层均不同的离子，可选一种离子参照比较。小结：同一周期，同一主族，3、元素周期律的实质元素的性质随着

10、元素核电荷数的递增而呈周期性表化的规律叫做元素周期律，元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。63元素的第一电离能的周期性变化+1 价的气态阳离子所需的最低能量，称为第一电离能（I +1 价的气态阳离子再去掉一个电子称为+21价的气态阳离子所需要的最低能量，称为第二电离能（I ）,依次类推。2小，原子越容易失去一个电子，元素的金属性越强；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子，元素的金属性就越弱。因此可以运用元素第一电离能数值可以比较元素金属性的强弱和原子得失电子的能力。外围电子排布）有关。通常，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p 、d 、f ） 、半充满（p 、

11、d 、f ）和全充满（p 、d 、f ）结构时，原00035761014子的能量越低，该元素具有较大的第一电离能。因此，每个周期的 A 和A族元素具有相对较高的第一电离能。请仔细观察下图中元素第一电离能的变化趋势，说明你的结论。4元素的电负性的周期性变化：就是用来表示元素相互化合时原子对电子吸引能力大小的。所以，元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。电负性是一个相对值，它是分子中成键原子吸引电子能力大小的相对量度。美国化学家鲍林于 1932 年首先提出用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力，鲍林在提出电负性概念时就规定 F 的电负性为 4.0，依次对比求出其它元素的电负性值

12、。由于这个原因，选用的标准不同，计算方法不同，得到的电负性值不同。目前常见的有三种电负性标度，相应得到三套电负性数据。元素电负性常用希腊字母 X 表示。很显然，电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。电负表明吸引电子能力越弱，金属性越强。7观察下表中有关主族元素的电负性数据（Pauling scaleHHeNeArKrXeRn2.1Li2.0 2.5 3.0 3.5 4.0Al Si Cl1.5 1.8 2.1 2.5 3.0Ga Ge As Se Br1.6 1.8 2.0 2.4 2.8In Sn Sb Te1.7 1.8 1.9 2.1 2.5Tl Pb Bi Po At1.

13、8 1.9 1.9 2.0 2.2K0.7 0.9电负性有着广泛的应用（1） 判断元素的金属性和非金属性。电负性值大者，元素的非金属性强。一 1.8 1.8的，认为是非金属元素。以上只是一般情况，元素的金属性、非金属性并没有严格的界限。（2） 判断分子的极性和化学键的类型。电负性数值相等的非金属元素化合形氢气、氮气等。电负性差值大于 1.7的两种元素化合时，形成的化合物为离子型化合物，化学键为离子键，如氯化钠、溴化钾等。电负性差值小于 1.7应的化学键为极性共价键。如 HCl、HBr等。双原子分子，若是多原子分子则还需考虑分子的对称性。另外，用元素电负性差值大于或小于 1.7区分离子键或共价键

14、，只是一个粗略的估计，不符合的情况也是非常常见的。5 元素的电子亲合能的周期性变化在恒温（25）恒压下，当元素处于基态的气态原子获得一个电子形成负一价气态阴离子时所放出的能量（放出能量则体系能量下降，所以为负值。正如放热反应HY（S越容易获得电子，非金属性越强。金属元素的电子亲合能都比较小，说明金属在通常情况下难于获得电子形成负价态的阴离子。已知的最大的电子亲合能不是出现在每族的第二周期的元素，而是第三周期以下的元素。这一反常现象可以作如下解释：第二周期的非金属元素（如F、O 等）因原子半径较小，电子云密度较大，电子之间排斥力很强，以致当加合一个电子形成负离子的时候，放出的能量较小。电子亲合能

15、大小既与原子核对该电子的吸引有关，又与该电子受到的排斥有关。原子半径小既有利于核外电子的吸引，又因为核外电子分布拥挤，电子间的排斥力也大了，所以同一周期，统一主族中元素电子亲合能没有单调变化的规律。电子亲合能规律性差，实验测定可靠性也差，因此其重要性不如电离能。元素的电子亲合能的数据还很缺乏，因而不能对周期系的所有元素进行全面比较，所以不能单凭电子亲合能来判断元素的非金属性。电子亲合能的数据一般不单独使用。总体来说，电子亲合能通常有如下的规律：电子亲合能一般都随原子半径的减小而增大。因为原子半径减小，核电荷对电子的吸引能力增加，容易结合电子而放出能量。（1中性原子具有稳定的半充满或全充满的电子

16、构型时，该元素的电子亲合能明显 BeNMgP 一个电子是不容易的。（2子亲合能逐渐变小。但是，有时半径太小，由于电子密度较大，其电子亲合能反而变小。所以，第一电子亲合能最大的元素是 Cl。（3与原子半径，电子构型有关。三以第三周期元素为例，掌握有关元素化学性质的递变规律：元 素Cl价电子构型9最高价氧化物最高价氧化物对应水化物气态氢化物布规律决定的。原子半径、元素的主要化合价、第一电离能、电负性都是元素10的重要性质。因此元素周期律，正是原子内部结构周期性变化的反映，元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。课堂练习：1、下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系（Z 为核电荷数，Y 为把与下面的元素有关性质相符合的曲线的标号填入相应的括号中。（1）A 族元素的价电子数（2）A 族元素氢化物的沸点（3）第三周期元素单质的熔点（