(元素周期表和元素周期律何博2.docVIP

化学辅导讲义 学员编号： 年 级：高二 课时数：3 学员姓名： 辅导科目：化学 学科教师：何 博 课 题 元素周期律 授课日期及时段 2014年10月14日 教学目的 1.使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。 2.使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，能运用原子结构理论解释这些递变规律。 3.使学生了解原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置三者间的关系，学会运用周期表。 教学内容 一、元素周期表的结构 1.编排原则 　（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行----周期。 　（2）把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行----族。 2.认识周期表的结构（7横行18纵列，7个周期、16个族） 　　（1）横：“三短、三长、一不全，镧系、锕系列下边” 　　（2）纵： “七主七副八与零，镧系锕系挤当中” 总结：①元素周期表有7行7周期，每一周期元素种类不一定相等。周期序数=原子核外电子层数 ②元素周期表有18纵列、16个族、7个主族、7个副族、0族和Ⅷ族，主族元素最外层电子数=主族序数 ③周期用纯数字表示，族用“Ⅰ--Ⅶ”和“A”和“B”表示。“A”表示主族，“B”表示副族。例如：“N”所在位置为 第二周期ⅤA族或第2周期ⅤA族. 二．元素周期律 随着原子序数的递增 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1~2 1 1 2 2 3~10 2 1 8 8 11~18 3 1 8 8 结论：随着原子序数的递增， 元素原子最外层电子排布发生周期性变化。 1、原子半径的递变规律： 结论：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。 小专题：微粒半径大小的比较 （1）、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐 增大 。同周期，从左到右，原子半径逐渐 减小（稀有气体除外）。 例如：Na Mg Al Si （2）、离子半径大小的比较 ①具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 增大 ，半径 减小。（即核大径小） 例如：O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ ②同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 增多，离子半径逐渐增大。例如：F- Cl- Br- ③同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 越大 ，高价阳离子半径 小于低价离子半径。 例如：Fe3+ Fe2+ Fe H+ H H- 2、化合价的周期性变化 标出1—18号元素的化合价，找出规律。 原子序数 最高正价或最低负价的变化 1~2 +1 3~10 +1 +5 -4 -1 11~18 +1 +7 -4 -1 结论：随着原子序数的递增，元素 化合价 也呈现周期性变化。 3、元素金属性非金属性周期性变化 结论：随着原子序数的递增，同周期元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 ；同主族元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 结论：元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着 原子序数 的递增而呈周期性变化的规律。 实质：元素性质的周期性变化实质是 元素原子最外层电子排布呈周期性变化的必然结果。 （1.）同周期元素递变性: 同周期元素的原子从左到右，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属单质还原性逐渐减弱，非金属单质氧化性逐渐增强，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。以第三周期为例： a.元素的金属性越强,单质从水(或酸)置换出氢越容易,最高价氧化物水化物---碱的碱性越强。（元金属性强弱的判断依据） b.元素的非金属性越强,单质与氢气形成气态氢化物越容易,气态氢化物越稳定,最高价氧化物水化物---酸的酸性越强。（元素非金属性强弱的判断依据） （2.）同主族元素递变性: 同主族元素的原子从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属单质还原性逐渐增强，非金属单质氧化性逐渐减弱，元素金