2017年高考化学一轮复习知识点大全考点十二元素周期律和元素周期表.doc

考点十二 元素周期律和元素周期表 I.课标要求 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 Ⅱ.考纲要求 掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 了解物质的组成、结构和性质的关系。 以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 以I A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。 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质 Ⅲ.教材精讲 一.元素周期律及其实质 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。 3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下） ⑴．最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—） 相同 ⑵．原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大 ⑶．主要化合价 最高正价：+1→+7； 最低负价 -4 → -1； 最低负价＝主族序数－8 最高正价相同； 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 ⑷．第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 ⑸．电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 ⑹．得失电子能力 失能减；得能增。 失能增；得能减。 ⑺．元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 ⑻．最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 ⑼．非金属气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。 4．电离能 ⑴概念 ①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。常用符号I表示，单位：kJ/mol。 电离能大小反映了原子（或离子）失去电子的难易程度。电离能越小，原子（或离子）越易失去电子。 ②第一电离能： 气态 电中性 基态 原子 失去 一个电子 转化为 气态 基态正离子 所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。 ③第二电离能： 气态 +1价 正离子 再失去一个电子所需能量称为第二电离能。依次类推。 ⑵性质及用途 ①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5……； ②第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。 ③与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右（除稀有气体），第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 ④半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P反常。 ⑤由第一电离能反映的金属性强弱与金属活动性顺序不一定完全相同。原因是：第一电离能反映的是气态金属原子失电子能力强弱，金属活动性顺序反映的是固态金属原子在水溶液中失电子能力强弱。 5．电负性★（考纲不要求） ⑴概念：表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。 ⑵性质及用途 ①区别金属和非金属。非金属元素电负性（一般＞1.8）大于金属元素电负性（一般＜ 1.8 ）。 ②比较金属性或非金属性强弱。电负性越大，元素非金属性越强（或元素金属性越弱）。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。 ③衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。 ④用于判断元素化合价。在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。 ⑤与元素周期表中位置的关系。同周期元素从左到右（除稀有气体），电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。 二.元素周期表及其结构 1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，得到的表叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。 2．元素周期表的结构 ⑴周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。 长式周期表有