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1、课程标准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.以第A和第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与性质关系。考点展示1.判断元素在周期表中的位置。2.根据元素周期表中的位置判断元素原子的结构、性质等。3.根据同周期、同主族元素的性质变化规律进行推理判断。4.根据题设条件运用核外电子排布规律分析判断原子核外电子排布特征。5.离子结构与半径比较，集中在离子核外电子数的计算与比较；离子半径的大小比较等。6.元素周期律解决化学问题
2、。如比较金属性与非金属性的强弱。7.元素周期表的“位、构、性”的关系，结合元素化合物的知识，考查结构、位置和性质三者之间的关系。一、元素周期律1定义元素的 随着的递增而呈 变化的规律。2实质元素原子的周期性变化。3元素周期表中主族元素性质的递变规律性质性质原子序数原子序数周期性周期性核外电子排布核外电子排布内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径逐渐减小逐渐增大电子层结构电子层数 .最外层电子数 .电子层数 .最外层电子数 .得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价： .最低负价：主族序数8最高正价数主族序数(
3、O、F除外)相同相同渐多渐多递增递增相同相同17内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐 .碱性逐渐 .酸性逐渐 .碱性逐渐 .非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越 ，其稳定性逐渐 .气态氢化物形成越来越 ，其稳定性逐渐 .增强增强减弱减弱减弱减弱增强增强容易容易增强增强难难减弱减弱想一想1(1)同一主族元素的性质一定都符合上表规律吗？(2)最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似吗？提示：(1)第A族的氢元素与碱金属元素的某些性质差别较大。(2)不一定。0族的氦(He)与第A族元素最外层电子数相同，但性质不同。二、元素周期表及其应用
4、1周期在元素周期表中每一横行称为。(1)特点同一周期元素原子具有相同的 数，且 数等于周期序数，同一周期元素原子序数从左到右依次 。一个周期一个周期电子层电子层电子层电子层增大增大(2)分类不完全周期：第七周期，填满时应有 种元素。322族元素周期表中共有 个纵列，除第 三个纵列为一个族外，其余每个纵列称为一族，同族元素原子序数从上而下依次。(1)主族(A)定义：由 和元素共同组成的族(除第18纵列)。188、9、10增大增大短周期短周期长周期长周期列序与主族序数的关系与原子结构的关系：主族序数等于所含元素原子的。列序121314151617主族序数AA A A A A A最外层电子数最外层电
5、子数(2)副族(B)定义：完全由 元素组成的族(第8、9、10纵列除外)。列序与族序数的关系(3)族：包括 三个纵列。(4)0族：第18纵列，该族元素又称为 元素。长周期长周期列序345671112主族序数B B B B B B B8、9、10稀有气体稀有气体3分区(1)分界线：沿着元素周期表中 与 的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区分界线。(2)各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为 。(3)分界线附近元素的性质：既表现 的性质，又表现的性质。硼、硅、砷、碲、砹硼、硅、砷、碲、砹铝、锗、锑、钋铝、锗、锑、钋金属元素金属元素非金属元素非金属元素金属金属非金属非金属4应用(1)
6、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。(2)寻找新材料半导体材料：在 附近的元素中寻找；在中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；在周期表中的附近探索研制农药的材料。金属与非金属分界线金属与非金属分界线过渡元素过渡元素氟、氯、硫、磷氟、氯、硫、磷(3)预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。想一想2元素周期表中的每个格，如 ，都告诉了我们关于一种元素的哪些信息？提示：原子序数、元素的位置、元素名称、元素符号、元素类别、相对原子质量、是否为人造元素、是否为放射性元素等信息。元素金属性、非金属性强弱的判断1元素金属性和非金属性强弱的判断方法金 属性比较本质 原
7、子越易失电子，金属性越强判断依据在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强若XnYXYm，则Y比X金属性强非 金属性比较本质 原子越易得电子，非金属性越强判断依据与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强若AnBBmA，则B比A非金属性强2.其他判断元素金属性强弱的依据(1)根据金属原子失电子吸收的能量判断元素的原子或离子得到或失去电子时必然伴随着能量的变化，就金属原子失电子而言，
8、在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少，失电子越难，吸收的能量越多。故根据金属原子在相同条件下失电子时吸收能量的多少判断金属元素的金属性强弱。(2)依据电化学中电极来判断就原电池而言：负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其金属性强弱关系：负极正极。就电解而言：电解过程中阴极离子放电情况为AgHg2Cu2(氧化性)，则元素金属性与之相反。灵犀一点：上述规律可用于元素原子得失电子能力强弱以及元素性质的相互推断，比较时注意两点：要根据元素原子得失电子能力的强弱而不是元素原子得失电子的多少来判断元素的金属性与非金属性的强弱。根据元素氧化物对应的水化物的酸(或碱)性强弱比较元素原子得(或
9、失)电子能力的强弱时，一定要利用元素最高价氧化物对应的水化物。【案例1】下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：A A A A A A A0234(1)和的元素符号是_和_。(2)表中最活泼的金属是_，非金属性最强的元素是_(填写元素符号)。(3)表中能形成两性氢氧化物的元素是_，分别写出该元素的氢氧化物与、最高价氧化物的水化物反应的化学方程式：_，_。(4)请设计一个实验方案，比较、单质氧化性的强弱：_。【解析】(1)首先根据位置特点推断出各元素名称(或符号)为N，为F，为Mg，为Al，为Si，为S，为Cl，为Ar，为K，为Br。(2)最活泼金属在左下角，最活泼非金属在右上角。(3)形成两
10、性氢氧化物的元素为Al，Al(OH)3可分别与KOH和H2SO4反应。(4)可根据非金属元素间相互置换关系比较Cl2和Br2的氧化性强弱。【规律技巧】一般情况下，元素的金属性强，元素的原子失电子能力强，单质的还原性强，对应的阳离子的氧化性就弱；元素的非金属性强，元素的原子得电子能力强，单质的氧化性强，对应的阴离子的还原性就弱。【即时巩固1】有关X、Y、Z、W四种金属进行如下实验：1将X与Y用导线连接，浸入电解质溶液中，Y不易腐蚀2将片状的X、W分别投入等浓度盐酸中都有气体产生，W比X反应剧烈3用惰性电极电解等物质的量浓度的Y和Z的硝酸盐混合溶液，在阴极上首先析出单质Z根据以上事实，下列判断或推
11、测错误的是()AZ的阳离子氧化性最强BW的还原性强于Y的还原性CZ放入CuSO4溶液中一定有Cu析出D用X、Z和稀硫酸可构成原电池，且X作负极【解析】根据3个实验可判断四种金属的活动性顺序为WXYZ。Z与Cu的活动性无法比较，故C错误。【答案】C微粒半径大小的比较1按“三看”规律比较微粒半径的大小(1)看电子层数：同主族元素的微粒，电子层越多，半径越大。(2)看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。2“三看”具体内容(1)核电荷数相同(同种元素)，看核外电子数，核外电子数越多，半径就越大。原子半径大于相应的阳离子
12、半径，如r(Na)r(Na)。原子半径小于相应的阴离子半径，如r(Cl)r(Cl)。当元素原子可形成多种价态离子时，价态高的半径小，如r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)。(2)同一主族元素原子或离子的核外电子层数越多，半径越大。同主族元素的原子从上到下，原子半径依次增大，如r(F)r(Cl)r(Br)r(I)。同主族元素的离子从上到下，离子半径依次增大，如r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)。(3)核电荷数不同(不同元素)，但核外电子层数相同时，核电荷数越大，则半径越小。同周期元素的原子半径从左到右递减，如r(Si)r(P)r(S)。同周期元素的阳离子半径递减，如r(Na)r(Mg2)r(A
13、l3)。同周期元素的阴离子半径递减，如r(S2)r(Cl)。相邻周期元素的前一周期元素的阴离子半径大于后一周期元素的阳离子半径，如r(S2)r(K)。灵犀一点：此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用。稀有气体元素的原子半径不具有可比性，因测定依据不同。【案例2】A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C最低价离子分别为A2、C，其离子半径A2C。B2与C具有相同的电子层结构，下列叙述一定不正确的是()A它们的原子序数ABCB它们的原子半径CBAC离子半径A2CB2D原子核外最外层上的电子数CAB【解析】根据“A、C最低价离子分别为A2、C”，可知A位于A族，C位于A族，C在A的右边；联
14、系“A、B同周期”、“B2与C具有相同的电子层结构”可知A在C的左下方，B位于A的左侧，最后绘出它们的相对位置(如图)。由图可知：原子半径的大小顺序应该是BAC，B错；离子半径的大小顺序是A2CB2，C正确。A、D也均正确。【答案】B【规律技巧】同周期、同主族元素的原子半径的变化原因：同周期：同周期中，虽然电子数增多会使半径增大，但核电荷数越多，核对外层电子的吸引力越大，使原子的内缩力增大，这个方面成为矛盾的主要方面，因此，原子半径越来越小。同主族：随着原子序数的递增，虽然核电荷数增大会使半径减小，但电子数的增多，特别是电子层数的增多成了矛盾的主要方面，因此，原子半径越来越大。【即时巩固2】已
15、知短周期元素的离子aA3、bB、 cC2、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()原子半径：ABDC原子序数：dcba离子半径：C2DBA3单质的还原性：BACDABC D【答案【答案】C原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系1“位”“构”“性”关系图示2“位”“构”“性”之间的关系位置同周期(左右)同主族(上下)原子结构核电荷数逐渐增多增多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价层电子数或族序数负价主族序数8最高正价和负价数均相同，最高正价数主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和还原性
16、氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强气态氢化物的稳定性稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱3元素在周期表中的位置与电子排布(1)最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。(2)最外层有1个或2个电子，则可能是A、A族元素，也可能是副族元素或0族元素氦。(3)最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第2周期。(4)某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第3周期。(5)电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期；若电性
17、不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。灵犀一点：“位”“构”“性”之间的关系具有很强的对应性。一般说来，已知其中的某一项便可推导其他各项。例如，同周期元素A的最高价氧化物的水化物的酸性强于B，则非金属性AB，气态氢化物的稳定性AB，最外层电子数AB，原子半径AB。【案例3】(2010广东化学)短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如下表所示：下列判断正确的是()A原子半径：丙丁丙C氢氧化物碱性：丙丁戊D最外层电子数：甲乙甲乙丙丁戊【解析】本题考查元素周期表和元素周期律，意在考查考生对元素周期律的理解和应用能力。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：丙丁戊，A项错误。根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：甲丁戊，由于元素的金属性越强，其氢氧化物碱性越强，故氢氧化物的碱性：丙丁戊，C项正确。根据同周期元素从左到右，原子的最外层电子数逐渐增多，则最外层电子数：甲YX。利用元素、化合物的性质之间的关系进行判断，元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则元素原子的得电子能力越强，气态氢化物的稳定性越强，阴离子的还原性越弱，B、C、D均对。【答案】A
