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专题五 元素周期表 元素周期律 知识体系和复习重点 一、知识体系： 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： 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 性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径 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 二、复习重点、难点： 1.元素周期律 涵 义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 实 质 元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。 核外电 子排布 最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变 化。 原子半径 原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 主要化合价 最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数 元素及化合物的性质 金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。 2.简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs 离 子 半 径 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+ 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+ 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+ 3.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强。 判 断 依 据 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5．若xn++y=x+ym+ 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 方 法 1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4．An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。 4.元素周期表的结构 元素周期表的结构 位置与结构的关系 周 期 周期序数 元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数 2.对同主族(nA族)元素 若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。 短 周 期 第一周期 2 第二周期 8 第三周期 8 长 周 期 第四周期 18 第五周期 18 第六周期 32 第七周期 不完全周期 族 主 族 ⅠA族～ ⅦA族 由长周期元素和短周期元素共同构成的族。 最外层电子数=主族序数=价电子数 零