《（全程复习方略）高考化学 5.2元素周期表 元素周期律课件 新人教》由会员分享，可在线阅读，更多相关《（全程复习方略）高考化学 5.2元素周期表 元素周期律课件 新人教（77页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第二节 元素周期表 元素周期律,三年30考 高考指数: 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递变的规律。 5.了解电离能的含义，了解同一短周期、同一主族中元素第一电离能的变化规律。 6了解电负性的概念，知道元素性质与电负性的关系。,一、元素周期表的结构 1.元素周期表的结构三短四长“七”不全，七主七副和0,2.周期序数、主族序数与原子结构的关系 周期序数=_； 主族
2、序数=_。 3.元素周期表意义 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索。,电子层数,最外层电子数,(2)寻找新材料(将下面左右两侧对应内容连线)。,二、元素周期律及其实质 1.元素周期律 元素的性质随着_呈现周期性的变化的规律。 2.实质 元素性质的周期性变化是_的周期性变化的必然结果。 3.元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律,原子序数的递增,元素原子核外电子排布,对于周期表中的元素，随着原子序数的递增： （1）最外层电子数从_（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈周期性变化。 （2）元素原子半径_呈周期性变化。 （3）元素的最高正化合价一般是正
3、价从_（O、F除外），最低负价从_而呈周期性变化。,1个递增至8个,从大到小,1递增至7,-4递增至-1,4.电离能、电负性及其变化规律 （1）第一电离能和电负性。,（2）变化规律：周期表中元素的第一电离能和电负性呈现周期性变化。,三、金属、非金属在元素周期表中的位置,族,1 2 3 4 5 6 7,A A A A A A A,0,稀 有 气 体 元 素,元素,金属,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,Po,At,元素,非金属,四、原子结构和元素性质的递变规律 1.递变规律,元素主要 化合价,原子半径,原子核外电子排布,项目,同周期 （从左右）,电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，18（第
4、一周期12 ）,最外层电子数相同，电 子层数递增,最高正价由+1+7， 最低负价由-4-1,最高正价=主族序数， 非金属最低负价=主族序数-8,同主族 （从上下）,逐渐减小（0族除外）,逐渐增大,元素的金 属性,元素的电 负性,元素的第一电离能,项目,同周期 （从左右）,增大的趋势,逐渐减小,同主族 （从上下）,逐渐减小,逐渐增大,元素的非 金属性,逐渐减弱,逐渐增强,逐渐增强,逐渐减弱,2.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有些性质是相似的，称为“对角线规则”。 例如Li2CO3与MgCO3都微溶于水，Be(OH)2与Al(OH)3都是两性氢氧化物。,1.A族元素都
5、是碱金属元素；A族元素都是卤族元素。 （ ） 【分析】A族元素H、Li、 Na、 K、 Rb、 Cs中除H元素以外都是碱金属元素；A族元素都是卤族元素。 2.从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增的规律。（ ） 【分析】元素的最高价含氧酸的酸性强弱可以判断其对应元素的非金属性强弱，而氢化物的酸性强弱，不能判断对应元素的非金属性强弱。,3.任何微粒的电子层数=周期序数。（ ） 【分析】对于原子、阴离子来说，其电子层数等于周期序数，阳离子就不一定了。例如Na+比其原子少一个电子层。 4.A族元素的金属性比A族元素的金属性强。 （ ） 【分析】不同周期的A族
6、元素的金属性不一定比A族元素的金属性强。,5.原子的电子层数越多，原子半径越大。（ ） 【分析】同主族元素原子的电子层数越多，原子半径越大，不同主族的就不一定。原子半径取决于两个因素：电子层数和核电荷数，前者有使原子半径变大的趋势，后者有使原子半径变小的趋势。例如，锂原子半径比氯原子半径大。,元素金属性和非金属性的比较 1.根据在周期表中的位置 (1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强。 (2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。,2.根据实验事实,3.由第一电离能、电负性判断 （1）金属性越强，第一电离能越小；非金属性越强，第一电离
7、能越大(注意第A族、第A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素)。 （2）电负性越小，金属性越强；电负性越大，非金属性越强。,【高考警示钟】 （1）元素的非金属性强，其单质的活泼性不一定强。例如N的非金属性强于Br，但N2的活泼性没有Br2强。 （2）比较金属性、非金属性强弱不能根据其反应中得失电子的数目多少来判断，应该根据得失电子的难易程度判断。 （3）元素在周期表中的位置的书写容易出现错误，要规范书写，如“第二周期，A族”、“第四周期，族”、“第四周期，B族”。,【拓展延伸】元素的金属性、非金属性强弱还可以通过以下方法比较： （1）高温下与金属氧化物间的置换反应。例如铝热反应中铝置换出铁
8、。 （2）与变价金属化合后，形成高价态的化合物的元素非金属性强。例如2Cu+S=Cu2S,Cu+Cl2=CuCl2，Cl的非金属性强于S。 （3）在同种物质中可以通过化合价判断元素非金属性强弱。例如HClO4中Cl、O元素的化合价分别为+7、-2，所以O元素的非金属性强于Cl元素。,【典例1】（2011福建高考）依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是（ ） A.H3BO3的酸性比H2CO3的强 B.Mg（OH）2的碱性比Be（OH）2的强 C.HCl、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,【解题指南】解答本题要明确如下三点： （1）A、
9、C选项即比较元素的非金属性强弱。非金属性越强，最高价含氧酸的酸性和气态氢化物的稳定性就越强。 （2）B选项，即比较同主族元素的金属性强弱。金属性越强，最高价氧化物的水化物的碱性就越强。 （3）D选项，核外电子层结构相同的微粒，阳离子的原子序数大于阴离子的原子序数。,【解析】选B。B和C都是第二周期的元素，核外电子数越多，非金属性越强，即非金属性：CB，所以酸性：H2CO3H3BO3，A选项错误；Be和Mg都是第A族的元素，电子层数越多，金属性越强，即金属性：MgBe，所以碱性：Mg（OH）2Be（OH）2，B选项正确；Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱，所以HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱
10、，C选项错误；M失去1个电子和R得到2个电子后核外电子总数相同，所以M的原子序数比R的大，D选项错误。,【互动探究】（1）盐酸能与碳酸钙反应生成碳酸，即盐酸的酸性比碳酸酸性强，能说明Cl的非金属性比C的非金属性强吗？ 提示：不能。盐酸不是氯元素的最高价氧化物对应水化物，不能反映其非金属性强弱。 （2）Mg(OH)2与Be(OH)2都是难溶于水的碱，怎么通过实验的方法证明谁的碱性更强？ 提示：Be(OH)2具有两性，而Mg(OH)2只有碱性，比较谁能在NaOH溶液中溶解即可。,元素的原子半径、离子半径大小比较规律 1.同周期元素的微粒 同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电荷数增
11、大而逐渐减小（稀有气体元素除外），如NaMgAlSi,Na+Mg2+Al3+,S2-Cl-。 2.同主族元素的微粒 同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大，如LiNaK,Li+Na+K+。,3.电子层结构相同的微粒 电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数的增加而减小，如O2-F-Na+Mg2+Al3+。 4.同种元素形成的微粒 同种元素原子形成的微粒电子数越多，半径越大。如Fe3+Fe2+Fe,H+HH-。,5.电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参照物进行比较如比较 Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同族的元素O2-
12、比较，Al3+O2-,且O2-S2-,故Al3+S2-。,【高考警示钟】 （1）该部分考试中容易出错的地方是电子层结构相同的微粒半径的比较。电子层结构相同的微粒半径看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；不是核电荷数越大，半径越大。 （2）第三周期中离子半径最小的离子为Al3+，可以用于元素推断中元素种类的确定。 （3）不是同周期或同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。,【典例2】已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是 （ ） A.离子半径：ABCD B.原子序数：bacd C.原子半径： DCBA
13、 D.四种元素一定属于短周期元素,【解题指南】解答本题时应注意以下两点： （1）首先确定四种元素在周期表中的位置； （2）根据元素性质的递变规律推断性质和微粒半径大小。,【解析】选B。由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图： 原子序数，bacd；具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小；原子半径ABDC；A和B可以为第四周期元素。故选B。,【技巧点拨】在中学要求范畴内可按“层多径大，同层序小径大”规律来比较微粒半径的大小： （1）在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 （2）在电子层数相同时，核电荷数越小，半径越大。 （3）同种元素的不同种微
14、粒，电子数越多，半径越大。,【变式训练】元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X+与Z2-具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是（ ） A.同周期元素中X的金属性最强 B.原子半径XY，离子半径X+Z2- C.同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D.同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强,【解析】选B。分析题设信息可知，X、Y、Z分别为Na、Cl、O三种元素。则同周期中Na的金属性最强，HClO4的酸性最强，而氧族元素组成的氢化物中H2O的稳定性最高。离子半径Na+O2-，B错误。,元素位置、原子结构、元素性质之间的关系 同一元素的“位、构、性”关系可表示如下：,（1）核电荷数
15、、原子序数,（2）核外电子,电子层数,最外层电子数,元素性质,单质性质,化合物的性质,离子性质,周期，族,判断元素 推出位置,通过位置运用递变规律推出,反 映,决定,决 定,反 映,1.结构与位置互推 (1)掌握四个关系式。 电子层数周期数 质子数原子序数 最外层电子数主族序数 主族元素的最高正价族序数，负价主族序数8 (2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律。 各周期所能容纳元素种数 稀有气体的原子序数及在周期表中的位置 同族上下相邻元素原子序数的关系。,a.位于过渡元素左侧的主族元素，即A、A族 同主族、相邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所能容纳元素种数。如钠与钾的原子序数差为：1
16、9-11=8(即钠原子所在第三周期所能容纳的元素种数)。 b.位于过渡元素右侧的主族元素，即AA族 同主族、相邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所能容纳元素种数。如氯和溴的原子序数之差为：35-17=18(溴原子所在第四周期所能容纳元素的种数)。,2.性质与位置的互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括： (1)元素的金属性、非金属性。 (2)气态氢化物的稳定性。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。,3.结构和性质的互推 （1）最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。 （2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成的化合物的性质。 （3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。,【高考警示钟】 （1）元素“位构性”的相互推断类型题目所给的信息较多，在审题过程中一定要注意找全信息和信息之间的
