第六讲 元素周期表与周期律知识要点

第六讲元素周期表与周期律知识要点一、2013年四川高考考试说明1.了解化学的主要特点是在原子、分子水平上认识物质，了解化学可以识别、改变和创造分子。

2.了解分子、原子、离子等概念的涵义。

了解原子团的定义。

3．物质结构与性质（1）原子结构与元素性质①了解元素、核素和同位素的涵义。

②了解原子的构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数的彼此关系以及质子数、中子数、质量数之间的相互关系。

③了解原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、能级、原子轨道、电子自旋的涵义。

④了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1~36号元素的原子及简单离子的核外电子排布。

⑤了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

⑥认识元素周期律的实质。

了解元素周期表（长式）的结构（周期、族、区）及其应用。

⑦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。

⑧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。

⑨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，了解元素的原子结构、元素在周期表中的位置和元素性质三者之间的相互关系。

⑩了解元素电离能的涵义，并能用以说明元素的某些性质。

了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。

（2）化学键与物质的性质①了解化学键的涵义，了解离子键、共价键的概念，能说明离子键、共价键的形成。

②了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。

③了解键的极性和分子的极性。

④了解“等电子原理”的涵义。

⑤了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）。

⑥能用价层电子对互斥理论和杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。

（对d轨道参与杂化和AB4型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求）。

⑦了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）。

⑧了解原子晶体的特征，能描述金刚石，二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

⑨知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的某些物理性质。

了解金属晶体的基本堆积方式。

⑩了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质。

（3）分子间作用力与物质的性质①了解化学键和分子间作用力的区别。

②了解氢键的存在对物质性质的影响。

③了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。

④了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒，微粒间作用力的区别。

二、知识要点1.物质的组成1）分子和由分子构成的物质①分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。

②分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。

一些非金属单质（如H 2、O 2、Cl 2、S 、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO 2除外）；酸类和大多数有机物等。

2）原子和由原子构成的物质①子是参加化学变化的最小微粒。

化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。

②原子构成的物质（固态时为原子晶体）。

金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC ）等。

③常见等电子体：外电子总数为2个的粒子：He 、H －、Li ＋、Be 2＋。

核外电子数为10个的粒子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（分子类）；Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋、NH 4＋、H 3O ＋（阳离子类）；N 3－、O 2－、F －、OH －、NH 2－（阴离子类）。

核外电子总数为18个电子的粒子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4、CH 3NH 2、NH 2OH 、CH 3F （分子类），K +、Ca 2+、（阳离子类）；P 3－、S 2－、Cl －（阴离子类）。

3）离子和由离子构成的物质①子是带有电荷的原子或原子团。

带正电荷的阳离子如Na ＋、Fe 3＋、H 3O ＋、NH 4＋、[Ag(NH 3)2]＋等；带负电荷的阴离子如Cl －、S 2—、OH —、SO 42—、[Fe(CN)6]3— 等。

②离子构成的物质（固态时为离子晶体）。

绝大多数盐类（AlCl 3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。

【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。

阳离子 原子 阴离子（简单阳、阴离子） 4）物质的分类①元素：是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。

人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。

②元素存在状态游离态——在单质中的元素由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：组成分子的原子个数不同：如O 2、O 3；白磷（P 4）和红磷等晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫化合态的元素——在化合物中的元素【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。

2.元素周期表中的主要变化规律3.化学键与分子结构①非极性分子和极性分子得 ne －失 ne －得 ne －失 ne －非极性分子中不一定只含非极性键。

但含有极性键的分子不一定是极性分子。

判断AB n型分子极性的经验规律若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。

如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。

AB n分子内中心原子A若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

②化学键与物质类别关系规律只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。

只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。

如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。

既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2S x、CaC2等由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。

4.化学用语三、补充知识1.元素性质和物质结构的常用的突破口（1）形成化合物种类最多的元素是碳。

（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。

（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。

（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。

（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。

（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al元素。

（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。

（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。

（9）单质的硬度最大的元素是碳。

（10）化学式为A2B2形的化合物，则只可能为Na2O2、H2O2、C2H2。

,2.元素周期表中的几条规律:一是“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：①＜1时为金属，值越小，金属性越强；②＞1时是非金属，越大非金属性越强；③＝1时多为两性元素．例如：Na是第一主族第三周期元素，＝＜1为金属，Cl是第七主族第三周期元素＝＞1为非金属。

二是“阴前阳下，径小序大”规律：与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子以及该稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构，原子序数大者，粒子的半径小。

三是序差“左上右下”规律：元素周期表中上下相邻两元素的原子序数之差，取决于它们所在周期表中的位置，如果它们位于元素周期表ⅢB元素之左（或右），它们的原子序数之差就是上（或下）面的元素所在周期的元素个数。

四是主族中非金属元素个数规律：除ⅠA族外，任何一主族中，非金属元素个数＝族序数－2。

五是“对角”规律．对角规律，包括以下两点内容：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近。

六是“相邻相似”规律：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律。

七是“奇偶数”规律：元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇（或偶）数（第Ⅷ族元素除外）。

八是,“序位互定”规律：若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为；若n为偶数，则第n周期最多容纳元素种数为．应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数（第七周期未排满除外），进而还可进行“序位互定”，即已知某元素的原子序数，可确定其在表中的位置；已知某元素在表中的位置，也可确定出其原子序数。

九是“分界”规律：①表中金属与非金属间有一分界线，分界线左边元素（金属元素）的单质为金属晶体，化合物多为离子晶体．分界线右边元素（非金属元素）的单质及其相互间的化合物，固态时多为分子晶体．分界线附近的金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）．另外，在分界线附近可找到半导体材料．②若从表中第ⅤA与ⅥA之间左右分开，则左边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将氢的元素符号写在前边（如H2O、HBr等）。

3.元素周期律和元素性质中的易错点:一是误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。

忽视了氧无最高正价，氟无正价。

二是元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。

但HClO、H2SO3是弱酸，忽视了关键词“最高价”。

三是误认为失电子难的原子得电子的能力一定强，忽视了稀有气体元素的原子，失电子难，得电子也难。

四是元素原子得失电子的数目与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系。

误认为得(失)电子的数目越多，元素的非金属性(金属性)越强。

五是同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。

忽视长周期也有相差11或25的情况。