高中化学《元素周期表和元素周期律》.docx
- 文档编号:3415162
- 上传时间:2022-11-22
- 格式:DOCX
- 页数:16
- 大小:640.52KB
高中化学《元素周期表和元素周期律》.docx
《高中化学《元素周期表和元素周期律》.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《高中化学《元素周期表和元素周期律》.docx(16页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
高中化学《元素周期表和元素周期律》
复习目标:
1、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。
2、以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3、以ⅠA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。
4、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
基础知识回顾:
一、元素周期表
1、元素周期表的编排原则
(1)横行:
把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。
(2)纵行:
把不同横行中最外层电子数相等的元素,按电子层数递增的顺序,由上而下排成纵行。
按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区,分别为s区、d区、ds、p区、f区,各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB~Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA~ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素,其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。
【典型例题1】已知X、Y、Z三种主族元素在周期表中的位置如图所示,设X的原子序数为a。
则下列说
【迁移训练1】已知M、N是元素周期表中同主族的两种元素。
若M的原子序数是x,则N的原子序数可能是( )
①x+2;②x+8;③x+10;④x+18;⑤x+26;⑥x+32。
A.仅①②③④B.仅②③④⑤
C.仅①②④⑥D.都有可能
【答案】D
【解析】元素周期表中同主族相邻两种元素,其原子序数之差可能是2、8、18、32。
但如果两元素不相邻,则该差值有可能是10(2+8)、16(8+8)、26(8+18)、34(8+8+18)、36(18+18)等。
二、元素周期律
1、概念
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
2、实质
元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
3、对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似,如Li和Mg,Be和Al。
4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
项目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
最外层电子数
由1递增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1→+7(O、F除外)
负价由-4→-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小(惰性气体除外)
逐渐增大
金属性与
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
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
非金属的
气态氢化物
生成由难到易
稳定性由弱到强
生成由易到难
稳定性由强到弱
得失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
第一电离能
逐渐增大(特例:
Be>B,N>O,
Mg>Al,P>S)
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
5、电离能
(1)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。
(2)元素第一电离能的意义:
元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小,原子越易失去一个电子,该元素的金属性越强;反之,第一电离能数值越大,原子越难失去一个电子。
(3)变化规律:
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势,但某些地方出现曲折变化,如Be>B,N>O,Mg>Al,P>S。
②同一族从上到下元素的第一电离能变小。
7、实例
(1)碱金属
①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系
元素
Li Na K Rb Cs
相似性
结构
原子的最外层都只有1个电子
化学性质
都表现出较强的还原性:
如能够与氧气等非金属单质反应;能够置换水中的氢等。
反应产物中,碱金属元素的化合价都是+1。
递变性
结构
从Li→Cs,核外电子层数逐渐增多,原子半径依次增大,原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小,因此元素的原子失去电子的能力逐渐增强。
化学性质
从Li→Cs,元素的金属性逐渐.
①与氧气的反应越来越剧烈,且产物越来越复杂
②与水反应置换出水中的氢越来越容易
②单质物理性质的比较
A.碱金属元素的单质一般呈银白色,密度小,熔、沸点低,导电、导热性良好。
B.递变性:
从Li→Cs,碱金属的密度逐渐增大,熔沸点逐渐降低。
C.碱金属元素单质的个性特点:
铯略带金黄色;密度:
Li小于煤油,Na大于K,Rb、Cs小于H2O;熔点:
Li大于100℃。
(2)卤素
①原子结构特点
相同点:
最外层都是7个电子。
不同点:
按F、Cl、Br、I的顺序,电子层数依次增多,原子半径依次增大,原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
②卤素单质的物理性质递变规律
按F2、Cl2、Br2、I2的顺序:
颜色逐渐变深;熔、沸点逐渐升高;密度逐渐增大。
③卤素单质的化学性质
F2
Cl2
Br2
I2
与H2化合
H2+X2=2HX
冷暗处爆炸化合,生成的HF很稳定
强光下爆炸化合,生成的HCl稳定
高温下缓慢化合,生成的HBr较不稳定
持续加热缓慢化合,生成的HI不稳定
与H2O反应
2F2+2H2O=
=4HF+O2
Cl2+H2O=
=HCl+HClO
与水反应,但较氯气缓慢
与水只起微弱反应
置换反应
Cl2+2NaBr=
=2NaCl+Br2
Br2+2NaI=
=2NaBr+I2
不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来
结论
非金属性逐渐减弱
【典型例题2】依据元素周期表及元素周期律,下列推测正确的是( )
A.H3BO3的酸性比H2CO3的强
B.Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强
C.HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强
D.若M+和R2-的核外电子层结构相同,则原子序数:
R>M
【迁移训练2】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示:
元素符号
X
Y
Z
R
T
原子半径(nm)
0.160
0.080
0.102
0.143
0.074
主要化合价
+2
+2
-2,+4,+6
+3
-2
根据表中信息,判断以下说法正确的是( )
A.单质与稀硫酸反应的速率快慢:
R>Y>X
B.离子半径:
T2->X2+
C.元素最高价氧化物对应水化物的碱性:
Y>R>X
D.单质与氢气化合的难易程度Z>T
【典型例题3】现有①、②、③三种元素的基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;
②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3。
则下列有关比较中正确的是( )
A.第一电离能:
③>②>①
B.原子半径:
③>②>①
C.电负性:
③>②>①
D.最高正化合价:
③>②>①
【答案】A
【迁移应用3】A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,有关两元素的下列叙述:
①原子半径AB;③原子序数A>B;④原子最外层电子数A
其中正确的组合是( )
A.①②⑦B.③④⑥C.③⑤D.③④⑤⑥⑦
三、“位—构—性”综合应用
1、“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下
(1)原子结构与元素在周期表中的位置关系
①主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。
主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。
②核外电子层数=周期数。
③质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。
④最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。
⑤最外层有1个或2个电子,则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素,也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。
(2)性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律,主要包括:
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
(3)结构和性质的互推是解题的要素
①电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。
②同主族元素最外层电子数相同,性质相似。
③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。
④判断元素金属性和非金属性的方法。
第一~七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排满),可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置,遵循“比大小,定周期;比差值,定族数”的原则。
如53号元素,由于36<53<54,则53号元素位于第五周期,54-53=1,所以53号元素位于54号元素左侧第一格,即ⅦA族,得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期ⅦA族。
4、元素周期律的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如金属性Mg>Al,Ca>Mg,则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3,Ca(OH)2>Mg(OH)2(填“>”、“<”或“=”)。
②推测未知元素的某些性质
如:
已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,可推知Be(OH)2难溶;再如:
已知卤族元素的性质递变规律,可推知未学元素砹(At)应为有色固体,与氢难化合,HAt不稳定,水溶液呈酸性,AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近,如:
Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方,如:
F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找,如:
Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
【典型例题4】已知钍(
Th)的原子可发生下列放射性变化,
Th→
X+
α,生成的X是与钫(Fr)同周期的一种元素的原子,下列对X的推断错误的是( )
A.X的氢氧化物是一种强碱
B.X的碳酸正盐不溶于水
C.X原子核外有6个电子层
D.X的最高化合价为+2价
【迁移训练4】X、Y均为元素周期表中前20号元素,其简单离子的电子层结构相同,下列说法正确的是
A.X2-的还原性一定大于Y-
B.由mXa+与nYb-得m+a=n-b
C.X、Y一定不是同周期元素
D.若X的原子半径大于Y,则气态氢化物的稳定性一定是X大于Y
考点详析:
考点一:
元素周期表
1、元素周期表结构的记忆
(1)七个横行七周期,三短三长一不全。
即一、二、三周期为短周期,长周期为四、五、六、七,其中第七周期还未填满。
(2)18纵行16族,7主7副0和Ⅷ。
2、元素周期表中的几个特殊区域
(1)过渡元素:
元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素,通称为过渡元素,这些元素都是金属,所以又把它们叫做过渡金属。
(2)主、副族的交界:
ⅡA族后是第ⅢB族,ⅡB族后是ⅢA族。
(3)镧系元素:
在第六周期,第ⅢB族中共有15种元素,是57号元素镧到71号元素镥,因它们原子的电子层结构与性质十分相似,统称镧系元素。
(4)锕系元素:
在第七周期,第ⅢB族中共有15种元素,是89号元素锕到103号元素铹,因它们原子的电子层结构与性质十分相似,统称锕系元素。
(5)第Ⅷ族:
在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第Ⅷ族。
3、元素原子序数的确定
(1)依据主族元素在周期表中的位置
对于主族元素,电子层数=周期数,最外层电子数=主族序数,所以知道元素在周期表中的位置,即能画出其原子结构示意图,从而确定其原子序数。
如某元素的位置为第四周期第ⅦA族,其原子结构示意图为
,则原子序数Z为35。
(2)利用同主族相邻两元素原子序数的关系
①元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族):
同主族相邻两元素中,Z(下)=Z(上)+上一周期元素所在周期的元素种类数目。
②元素周期表中右侧元素(ⅢA~ⅦA族):
同主族相邻两元素中,Z(下)=Z(上)+下一周期元素所在周期的元素种类数目。
③直接相邻的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序数关系
(3)利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数的关系
设ⅡA族、ⅢA族元素原子序数分别为x、y,
则有y=x+1(第二、三周期)
y=x+11(第四、五周期)
y=x+25(第六、七周期)
4、已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置
方法:
利用稀有气体的原子序数来确定。
第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。
2、根据金属活动性顺序表
金属的位置越靠前,其金属性越强。
3、根据实验
(1)元素金属性强弱的比较
①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度:
越易反应,则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应:
A置换出B,则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱:
单质的还原性越强,对应阳离子的氧化性越弱,元素的金属性越强(Fe对应的是Fe2+,而不是Fe3+)。
④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:
碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。
⑤根据电化学原理:
不同金属形成原电池时,作负极的金属活泼;在电解池中的惰性电极上,先析出的金属其对应的元素不活泼。
(2)元素非金属性强弱的比较
①根据非金属单质与H2化合的难易程度:
越易化合则其对应元素的非金属性越强。
②根据形成的氢化物的稳定性或还原性:
越稳定或还原性越弱,则其对应元素的非金属性越强。
③根据非金属之间的相互置换:
A能置换出B,则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:
酸性越强,则元素的非金属性越强。
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱:
单质的氧化性越强,其对应阴离子的还原性越弱,元素的非金属性越强。
【特别提醒】
(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易,而不是得失电子的多少。
如Mg比Na失电子数多,但Na比Mg失电子更容易,故Na的金属性比Mg强。
(2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱,例如
2Fe+3Cl2=2FeCl3,Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>S。
(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时,一定是最高价含氧酸的酸性。
如酸性:
由H2SO4>H3PO4可判断非金属性:
S>P;但酸性H2SO4>HClO,HCl>H2S,均不能用于判断元素非金属性强弱。
【典型例题6】下表是元素周期表的一部分,有关说法正确的是( )
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
二
c
d
三
a
b
e
f
A.e的氢化物比d的氢化物稳定
B.a、b、e三种元素的原子半径:
e>b>a
C.六种元素中,c元素单质的化学性质最活泼
D.c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
【迁移训练6】短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的位置如表所示。
下列说法中,正确的是( )
A.W的最高价氧化物对应的水化物是强酸
考点三:
微粒半径大小比较
1、粒子半径比较基本原则
(1)一看“电子层数”:
当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。
如同一主族元素,电子层数越多,半径越大如:
r(Cl)>r(F)、r(O2-)>r(S2-)、r(Na)>r(Na+)。
(2)二看“核电荷数”:
当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
如同一周期元素,电子层数相同时核电荷数越大,半径越小。
如r(Na)>r(Cl)、r(O2-)>r(F-)>r(Na+)。
(3)三看“核外电子数”:
当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
如:
r(Cl-)>r(Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+)。
2、微粒半径的大小比较规律
①同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。
如:
Na>Mg>Al>Si(稀有气体的原子半径不参与比较)。
②同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。
如:
Li ③同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。 如: 第三周期中: Na+>Mg2+>Al3+。 ④同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。 如: 第三周期中: P3->S2->Cl-。 ⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。 如: 第ⅠA族中: Na+ ⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大,如: 第ⅦA族中: F- ⑦阳离子半径总比相应原子半径小。 如: Na+ ⑧阴离子半径总比相应原子半径大。 如: S2->S,Br->Br。 ⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 如: S2->Cl->K+>Ca2+,Al3+ ⑩同一元素不同价态的离子半径,价态越高则离子半径越小。 如: Fe>Fe2+>Fe3+,H->H>H+。 【典型例题7】下列粒子半径大小的比较正确的是( ) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<SD.Cs<Rb<K<Na 【迁移训练7】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径;Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。 X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是( ) A.X>Y>ZB.Y>X>ZC.Z>X>YD.Z>Y>X
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 元素周期表和元素周期律 高中化学 元素 周期表 元素周期律
![提示](https://static.bdocx.com/images/bang_tan.gif)