2016版高一化学专题1元素周期表元素周期律暑假作业(含)要点分析.doc

专题1 元素周期表 元素周期律 【知识回顾】 1、原子的构成：。 2、原子结构中常见的微粒关系 （1）原子：质量数＝质子数＋中子数；质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。 （2）离子的核外电子数核外电子数符号中各数字的含义 1、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。 2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。可用符号表示。 3、同位素 （1）概念：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素。 （2）特征：①具有相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同。 ②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。 （3）有关同位素的四点说明 ①“同位”是指这几种核素的质子数(核电荷数)相同，在元素周期表中占据同一个位置。 ②因许多元素存在同位素，故原子的种数多于元素的种数。有多少种核素就有多少种原子。但也并非所有元素都有同位素，如Na、F、Al等就没有同位素。 ③同位素分为稳定同位素和放射性同位素。 ④同位素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。 三、核外电子排布 1、排布方式：多电子原子核外的电子是分层排布的，即 电子层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核距离 由近到远 电子能量 由低到高 2、排布规律 （1）电子一般总是首先排在能量最低的电子层里，即最先排在第1层，当第1层排满后，再排第2层，依次类推。 （2）每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。 （3）最外层电子数不超过8个(K层为最外层时，最多不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。 四、元素周期律 1、定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 2、实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。 3、元素周期表中元素的电子排布和化合价规律 （1）从元素周期表归纳电子排布规律 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ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族或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二周期。 ④某元素的阴离子最外层电子数与次外层相同，则该元素位于第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；若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 （2）从元素周期表归纳元素化合价规律 ①主族元素的最高正价等于主族序数，且等于主族元素原子的最外层电子数(O除外)，其中氟无正价。 ②主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族元素分别位于ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。 4、金属性和非金属性比较 金 属 性 比 较 本质 原子越易失去电子，金属性就越强 判断 依据 ①同周期从左到右金属性减弱；同主族从上到下金属性增强。 ②在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ③单质与水或与非氧化性酸反应置换出氢气越剧烈，金属性越强 ④单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ⑤最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑥若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y比X金属性强 ⑦电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得到电子，非金属性就越强 判断 依据 ①同周期从左到右非金属性增强；同主族从上到下非金属性减弱 ②单质与H2化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，非金属性越强 ③单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强 ④最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强 ⑤若An－＋B―→Bm－＋A，则B比A非金属性强 5、微粒半径大小比较 （1）同周期元素的微粒：同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如Na＞Mg＞Al＞Si，Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，S2－＞Cl－。 （2）同主族元素的微粒：同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大，如Li＜Na＜K，Li＋＜Na＋＜K＋。 （3）电子层结构相同的微粒：电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。 （4）同种元素形成的微粒：同种元素原子形成的微粒电子数越多，半径越大。如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－。 （5）电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参照物进行比较如比较A13+与S2－的半径大小，可找出与A13+电子数相同的O2－进行比较，A13+＜O2－，且O2－＜S2－，故A13+＜S2－。 五、元素周期表 1、编排原则： （1）把电子层数相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。