高三化学元素周期律和元素周期表人教实验版知识精讲.docVIP

高三化学元素周期律和元素周期表人教实验版 【本讲教育信息】 一. 教学内容： 元素周期律和元素周期表 1. 原子组成 2. 元素周期律 3. 化学键 二. 复习重点 3. 掌握元素周期表中位，构，性三者之间的关系。 4. 理解离子键、共价键的涵义，理解极性键和非极性键。 三. 复习过程 （一）元素周期律 1、定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 2、实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。 3、内容：随着原子序数递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；②元素原子半径呈现周期性变化；③元素化合价呈现周期性变化；④元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 4、元素周期表中元素性质的递变规律 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 电子层排布 电子层数相同，最外层电子数递增 电子层数递增，最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 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（＋1→＋7） 非金属负价=―（8―族序数） 最高正价==族序数 非金属负价==―（8―族序数） 最高氧化物的酸性 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱 对应水化物的碱性 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强 非金属气态氢化物的形成难易、稳定性 形成由难→易，稳定性逐渐增强 形成由易→难，稳定性逐渐减弱 5、金属性和非金属性的递变 ※6电离能：第一电离能I1；气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越弱。同一元素的第二电离能大于第一电离能。同一原子中，同一能层的电子电离能相差较小，不同能层的电子电离能相差较大。同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。 ※7电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力大小的物理量。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。电负性可以用来度量金属性与非金属性的强弱。电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。同周期元素，从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族元素，从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。电负性相差很大的元素相互化合通常形成离子键。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成极性键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成非极性键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX＞1.7，形成离子键；ΔX＜1.7，形成共价键。 【归纳总结】元素金属性非金属性相对强弱的判断规律 1、元素金属性：指元素的原子失电子的能力（与失电子的数目无关），原子越容易失去电子，元素金属性越强；反之则弱。元素金属性的强弱判断的一般依据： ⑴与水或酸（非氧化性）反应置换出氢的难易； ⑵最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； ⑶元素的电负性或电离能的大小（信息提示）； ⑷水溶液中单质间的置换反应； ⑸在原电池中的正负极（Mg—Al---NaOH溶液例外）：注意电解质的选择； ⑹对应阳离子在电解池中阴极上的放电顺序。 2、元素的非金属性：指元素的原子得电子的能力（与得电子的数目无关），原子越容易得到电子，元素非金属性越强；反之则弱。元素非金属性的强弱判断的一般依据： ⑴与氢气化合的难易； ⑵气态氢化物的稳定性； ⑶最高价氧化物对应水化物的酸性强弱； ⑷元素的电负性的大小（信息提示）； ⑸水溶液中单质间的置换反应（且单质作氧化剂）； ⑹对应阴离子的还原性。 3、同周期（第三周期）金属性和非金属性的比较 金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性（含氧酸）：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 4、同主族金属性和非金属性的比较 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 还原性（失电子能力）：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性（得电子能力）：Li＋＞Na＋＞K＋