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1、第一章 物质结构 元素周期律第一讲 元素周期表复习重点：元素周期表的结构；元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。复习难点：元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。一、元素周期表的结构把电子层数目相同各种元素，按 排成横行；再 排成纵行得到一个表，这个表就叫元素周期表。元素周期表是 的具体表现形式，它反映了 相互联系的规律，是我们学习化学的重要工具。1.周期：(1)周期序数=电子层数，共 个周期（ 、 、 短周期； 、 、 长周期； 不完全周期）。填表：类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期长周期不完全周期(2) 总称镧系元素。 ，总称锕系元素。在锕系元素中 以后的各种元素
2、，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。2.族:(1)由 构成的族，叫做主族； 构成的族，叫做副族。(2)元素周期表的中部从 族到 族10个纵行，包括了 族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。因为这些元素都是 ，所以又把它们叫做过渡金属。(3)主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数。周期表共18个纵行（ 个主族； 个副族；一个 族；一个 族（ 、 、 三个纵行）。二、元素性质与原子结构（一）碱金属元素1、原子结构元素名称核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数碱金属元素结构异同：异：核电荷数：由；电子层数：由；同：最外层电子数均为个。单质密度逐渐 ，熔沸点逐渐
3、 。2、碱金属的化学性质：钾的保存及取用方法： 。(1)与氧气反应差异性：Li+O2（色、氧化锂）；Na+O2（色、过氧化钠）；K+O2（色，氧化钾）；Rb+O2 （棕色、氧化铷）；CS+O2 （色、氧化铯）。(2)与水反应差异性：（填反应现象）2Li+2H2O=2LiOH+H2（）；2Na+2H2O=2NaOH+H2（剧烈）；2K+2H2O=2KOH+H2（、）；2Rb+2H2O=2RbOH+H2（更猛烈、燃烧、爆炸）。 (3)写出下列反应的化学方程式：过氧化钾与CO2： ；超氧化钾与水、CO2： 、 ；氧化锂与水、CO2 ： 、 。 （二）卤族元素 1、卤素原子结构(1)示意图：F Cl
4、Br I 。最外层电子数相同，但电子层数逐渐增大，得电子能力 ，非金属性 。2、卤族元素单质的物理性质的变化规律 (随原子序数的递增) (1)颜色:色色色色 （颜色逐渐加深 ） (2)状态： 态态态(3)熔沸点：逐渐 (4)密度： 逐渐 (5)水溶解性：逐渐。3、卤素单质与氢气反应 名称反应条件方程式生成氢化物的稳定性F2H2+F2=2HFHF很稳定Cl2光500H2+Cl2=2HClHCl稳定Br2H2+Br2=2HBrHBr较不稳定I2H2+I2=2HIHI稳定(4)随核电荷数的增加,卤素单质氧化性逐渐减弱:Cl2+NaBr；氟气与氯化钠水溶液反应：。疑难点拨一、元素周期表终点之迷1869
5、年2月，俄国化学家门捷列夫将当时已发现的63种元素列成元素周期表，并留下一些空格，预示着这些元素的性质。在元素周期表的指导下，人们“按因索骥”找出了这些元素。 元素种类到底是否有限? 周期表有否终点? 这是科学家们，也是诸位读者所关心的问题。 本世纪3040年代，人们发现了92号元素，就有人提出92号是否是周期表的最后一种元素。然后从1937年起，人们用人工合成法在近50年时间又合成近20种元素，元素周期尾巴越长了。这时又有人预言，105号元素该是周期表的尽头了，其理由是核电荷越来越大，核内质子数世越来越大，质子间的排斥力将远远超过核子间作用力，导致它发生蜕变，然而不久，又陆续合成了10610
6、9号元素。这些元素存在的时间很短，如107号元素半衰期只有2微秒，照此计算是否周期表到尽头了? 1969年起，理论物理学家从理论上探索“超重元素”存在的可能性，他们认为具有2，8，14，28，50，82，114，126，184等这些“幻数”的质子和中子，其原子核比较稳定，这就是说，随着原子序数的递增，其原子核不一定不稳定。因此在109号元素之后还能合成一大批元素，这样一来，第七周期32种元素将会被填满，第八周期也将填满（按理论计算，第八周期元素共50种，其中7种主族元素，1种惰性元素，10种过渡元素或副族元素，还有32种超锕系元素，列在周期表下方的锕系下方）。然而理论的唯一检验标准是实践，能否
7、不断合成新元素至今还是一个谜案，科学家将上天（如到月球）入地（如海底）或反复在粒子加速器中进行实验，企图合成新元素，其结果将会如何，人们正拭目以待。有趣的是，有些科学家还提出元素周期表还可以向负方向发展，这是由于科学上发现了正电子、负质子（反质子），在其它星球上是否存在由这此些反质子和正电子以及中子组成的反原子呢？这种观点若有一朝被实践证实，周期表当然可以出现核电荷数为负数的反元素，向负向发展也就顺理成章了。二、元素周期表中的重点规律1、最外层电子数规律 (1)最外层电子数为1的元素：方族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。(2)最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、
8、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。 (3)最外层电子数在37之间的元素一定是主族元素。 (4)最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。2、数目规律(1) 元素种类最多的是第IIIB族（32种）。 (2) 同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。 (3)设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 (n+1)2/2；偶数周期为(n+2)2/2。如第3周期为种，第4周期为种。 (4) 同主族相邻元素的原子序数：第IA、IIA族，下一周期元素的原
9、子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIAVIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。 3、化合价规律(1) 同周期元素主要化合价：最高正价由+1+7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4-1递变。(2) 关系式：最高正化合价+|最低负化合价|=8； 最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。(3) 除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。4、对角线规律金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）
10、。 5、分界线规律位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。6、金属性、非金属性变化规律(1) 同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。(2)金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应
11、越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。7、半径大小规律(1) 原子半径：同主族从上到下逐渐增大；同周期从左到右逐渐减小（0族除外）。(2) 离子半径：同主族同价离子从上到下逐渐增大；同周期阴离子半径大于阳离子半径；具有相同的电子层结构的离子核电荷数越大，离子半径越小。(3) 同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如 ）。8、主族族序数与周期序数的规律(1) 关系式：主族族序数=最外层电子数；周期序数=电子层数。(2)设主族族序数为a，周期数为b，则：当a:b1时，为非金属元素，且比值越大，元素的非金属性越强。9、电子层与电子数
12、的倍比关系（短周期元素）(1) 若原子的最外层电子数与最内层电子数的比值为a，则有：(1)a=1/2为第IA族元素；（2）a=1为第IIA族元素或H、He；（3）a=2为第IVA族元素；（4）a=3为第VIA族元素；（5）a=4为0族元素。(2) 若原子的最外层电子数与次外层电子数的比值为b，则有：(1)b=1/8为Na；（2）b=1/4为Mg；（3）b=1/2为Li、Si；（4）b=1为Be、Ar；（5）b=2为C；（6）b=3为O；（7）b=4为Ne。(3) 若原子的最外层电子数与电子总数的比值为c，则有：（1）c=1/6为Mg；（2）c=1/3为Li、P；（3）c=1/2为Be；（4）c
13、=1为H、He。(4) 原子的最外层电子数与核外电子层数相等为H、Be、Al。典例剖析【例1】A、B、C为短周期元素，它们的位置关系如图所示，已知B、C两元素原子序数之和是A元素的原子序数的4倍，则A、B、C的元素符号分别：A_、B_、C_。A的原子结构示意图为_，B在周期表中的位置_，C的离子结构示意图为_，A的氢化物分子式为_；B、C的最高价氧化物水化物的分子式分别为_、_，它们的酸性_比_强。解析：由于A、B、C均为短周期元素，且根据其位置可判断A不可能是第一周期的氢或氦元素，A应为第二周期元素、B、C为第三周期元素。设A的原子序数为x，B位于A下一周期A的前一个主族，C位于A下一周期A的后一个主族。由于第二、第三周期同主族元素原子序数相差8，因此B的原子序数为x+8-1=x+7，C的原子序数为
