5.2第17讲-元素周期律、元素周期表

化学 (II) 第1章 原子结构与元素周期律 第1节 原子结构 导学案 第1章 原子结构与元素周期律 第2节 元素周期律、元素周期表 编写：王德新 审核：马宪锋 时间：2013-11-01 考纲要求： 1.了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 2.以第ⅠA和第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。 3.以第三周期元素为例，掌握同一周期内元素性质递变规律与原子结构的关系。

探究考向一 元素周期表 1．原子序数 对于一个原子：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数＝质量数－中子数。 2．元素周期表 (1)编排原则： ①按原子序数递增顺序从左到右排列； ②将电子层数相同的元素排成一横行，共有7个横行。 ③把最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序从上到下排成一纵列，共有18列。 (2)周期 7个横行，7个周期 短周期 长周期 序号 1 2 3 4 5 6 7

元素种数 2 8 8 18 18 32 不完全周期，最多容纳32种元素， 目前排了26种元素 0族元素 原子序数 2 10 18 36 54 86

(3)族 18列，16个族 主族 列序 1 2 13 14 15 16 17

族序号 IA IIA IIIA VIA VA VIA VIIA 副族 列序 3 4 5 6 7 11 12 族序号 IIIB VIB VB VIB VIIB IB IIB 第Ⅷ族 第8、9、10共3列 0族 第18列 4)分区 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 ③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 3．元素周期表中的特殊位置 (1)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 (2)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。

(3)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 (4)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 问题导思 同周期的第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数一定相差1吗？ [答案] 提示：不一定。第二、三周期是短周期，同周期的第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数相差1，第四、五周期两主族间隔了10种过渡元素，故原子序数相差11，第六、七周期两主族中间还包括了镧系和锕系，共隔了24种元素，原子序数相差25。 扩展：周期表结构中隐含的两条规律 (1)同周期主族元素原子序数差的关系 ①短周期元素原子序数差＝族序数差； ②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，六、七周期元素原子序数差＝族序数差＋24； ③四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，六、七周期为25。 (2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 ①ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32； ②ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32； ③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。

探究考向二 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．具体表现形式 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)

原 子 结 构

核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大

离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大

性 质 变 化 规 律

化合价 最高正化合价由+1→+7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数) 相同最高正化合价＝主族序数 (O、F除外)

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

离子的氧化、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱

最高价氧化物对应水化物 碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强。 碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱。

扩展： 一、元素金属性、非金属性的比较方法 1．根据在周期表中的位置 (1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强； (2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。 2．根据金属活动性顺序： 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)反应置换出H2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，一般作负极的金属活泼；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：氢化物越稳定，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。 提醒 元素原子的最外层电子数的多少或原子在化学反应中得失电子数目的多少不能做为判断元素金属性和非金属性强弱的依据。 二、粒子半径大小比较方法 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LiF－>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＋(4)主族元素的最高正价＝主族序数，最低负价＝－(8－主族序数)。 2.理清“位”“构”“性”三者的关系

问题导思 元素的最高正价一定等于其所在的主族数吗？ [答案] 提示：氧、氟元素除外。

扩展 1．“位”“构”“性”解题思路 (1)结构与位置互推是解题的基础 熟练掌握周期表中的一些特殊规律：①各周期元素种数；②稀有气体元素的原子序数及在周期表中的位置；③同主族上下相邻元素原子序数的关系。 (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，及氧化性和还原性的相对强弱。 ②同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。 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。 2．周期表中的规律 (1)对角线规律：在元素周期表中，有些主族元素与右下方的主族元素的某些性质很相似，在化学上把它称为“对角线规则”突出体现在Li—Mg、Be—Al、B—Si这三对元素之间。 (2)相似规律：同族元素性质相似；位于对角线位置的元素性质相似；相邻元素性质相似；同位素的化学性质完全相同。 (3)两性规律：周期序数与主族序数相等的元素具有两性。 3．元素周期表中位置、结构、性质规律 (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)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，也可能是过渡元素或He。 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某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 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的规律 ①主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价。非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子。 ②主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。 (3)从元素周期表归纳元素形成单质的状态 ①非金属单质最多的周期为第二周期(B、C、N2、O2、O3、F2等)，最多的主族为ⅦA族(F2、Cl2、Br2、I2、At2)。 ②只有非金属单质而无金属单质的主族为ⅦA族。 ③常温下呈气态的单质为H2、O2、F2、Cl2、N2、O3、He、Ne、Ar、Kr、Xe等。 ④全部为金属元素的主族为ⅡA族。

提升 要善于总结每个单元中的特殊问题，以备解决此类正误判断题目之用。物质结构、元素周期律部分的特殊情况归纳如下：①原子核中无中子的原子：H；②最外层有两个电子的元素不一定为ⅡA族；③没有正价的元素F，没有最高正价的元素O；④有氢键的非金属氢化物的沸点特殊；⑤同周期相邻元素原子序数差不一定为1；⑥第Ⅷ族包含第8、9、10三个纵行等等。

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