一轮复习-元素周期律和元素周期表教案

元素周期律和元素周期表

考纲要求

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．了解物质的组成、结构和性质的关系。

3．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。

4．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。

5．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。

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：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

3．具体实例：以第3周期或第ⅠA 、VII A族为例，随着原子序数的递增

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。

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7 个周期：1、2、3 周期为短周期；4、5、6周期为长周期；7为不完全周期。

目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。

周期序数= 电子层数。

⑵族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。长式元

素周期表有18 纵行，分为16 个族。

主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。

副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。

第Ⅷ族：第8、9、10 纵行。0族：第18 列稀有气体元素。

⑶镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。

⑷锕系元素：周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。均为放射性元素

⑸过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。

三.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系

1．元素在周期表中位置与元素性质的关系

⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

⑵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性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

2．原子结构与元素性质的关系

⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。

⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。

⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

最外层电子数=8（只有一个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。

3．原子结构与元素在周期表中位置的关系

⑴电子层数等周期序数；

⑵主族元素的族序数=最外层电子数；

⑶根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法

4．元素周期表的用途

⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；

①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。

②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。

③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。

⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质

①半导体元素在分区线附近，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。

四.元素的金属性或非金属性强弱的判断

1．元素金属性强弱比较方法

①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。

②最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。

③互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。

④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。

⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。

⑥金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

2．元素非金属性强弱比较方法

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。

②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。

③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。

④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。

五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律

⑴`s影响原子（或离子）半径大小的因素

①电子层数越多，半径越大；②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

⑵具体规律

①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F-

②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。

③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+。

④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。如Na+＜Na；Cl＜Cl-。