(讲解练)2014高考化学一轮复习 专题5《元素周期律元素周期表》.docVIP

专题五 元素周期律 元素周期表 【】3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA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。这部分内容每年都会有试题，可以是选择题，也可以有关结合物质结构的元素化合物推断题。 2．《考试大纲》中有关物质结构部分的内容还有： （1）理解离子键、共价键的涵义。理解极性键和非极性键。了解极性分子和非极性分子。了解分子间作用力，初步了解氢键。能用有关原理解释一些实际问题。 （2）了解几种晶体类型（离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体）及其性质，了解各类晶体内部微粒间的相互作用。能够根据晶体的性质判断晶体类型等。 （3）能对原子、分子、化学键等微观结构进行三维空间想像，重视理论联系实际、用物质结构理论解释一些具体问题。 高考试题中常常是结合元素化合物内容进行综合考查。题型上看可以是选的择题、简答题、填空题等。 3．要注意，这部分内容也属于最重要基础知识之一，可以联系到各部分内容中，编制成多种不同的题型进行考查。 【主干知识整合】一、 二、元素周期律基础知识 1.元素符号周围各数值的含义 左下角a表示原子核内的质子数；左上角b表示原子的质量数；正上方c表示元素的化合价；右上角d表示粒子所带的电荷数；右下角e表示原子的个数；正前方f表示粒子的个数。 ①能量最低原理；②各层最多排电子2n2；③最外层电子数不超过8个，次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 4.等电子数的微粒汇总 （1）“10电子”微粒 微粒 分子 离子 一核10电子 Ne N3-、O2-、F—、Na+、Mg2+、Al3+ 二核10电子 HF OH— 三核10电子 H2O NH2— 四核10电子 NH3 H3O+ 五核10电子 CH4 NH4+ （2）“18电子”微粒 微粒 分子 离子 一核18电子 Ar K+、Ca2+、Cl—、S2— 二核18电子 F2、HCl HS—、O22— 三核18电子 H2S 四核18电子 PH3、H2O2、（NH2F） 五核18电子 SiH4、CH3F、NH2OH 六核18电子 CH3OH、N2H4 其他微粒 C2H6、（CH3NH2） （N2H5+、N2H62+） （3）其他等电子数的微粒（了解） “2电子”微粒：He、H—、Li+、Be2+CO、C2H2 （4）质子数和核外电子总数均相等的粒子 ①Na+、NH4+、H3O+ ②Cl—、HS— ③F—、OH—、NH2— ④N2、CO、C2H2 三、元素周期表与原子结构的关系 主族元素的周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=元素的最高化合价 主族元素的最低负化合价=-(8-主族序数)质子数=原子序数=核电荷数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs 具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--Cl--Br--I-- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F- Na+Mg2+Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+ 1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 ①、定