2011化学一轮精品复习学案：5.2元素周期律(必修2)

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第二节 元素周期律

【高考目标定位】

考纲导引 1. 了解原子核外电子排布。 2. 掌握元素周期律的实质。 3. 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。 【考纲知识梳理】 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性： 最外层电子数 特征电子排布 周期、族与电子层构型 同周期（从左到右） 由1→8 从ns→ns np 价电子数=主族序数 126考点梳理 1. 原子核外电子排布。 2. 元素周期律。 3. 元素周期表和元素周期律的应用。 同主族（从上到下） 相同 相同（ns1～2或ns2np16) ～S区元素价电子特征排布为ｎS1~2 p区元素特征电子排布为ns2np1~6 ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；最高能级组中的电子总数=族数 ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2； 最外层电子数=族数 二、元素性质的周期性 第1页（共24页） 山东世纪金榜书业有限公司

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非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 元素性质 最外层电子数 原子半径 同周期元素（左→右） 逐渐增多（1e→8e） 逐渐减小 最高正价逐渐增大（＋1→＋7） 主要化合价 最低负价＝－(8－主族序数) 最高正价＝主族序数 最高价氧化物对应碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 水化物的酸碱性 非金属元素气态氢逐渐增强 化物的稳定性 元素的金属性和非金属性 得失电子能力 第一电离能 电负性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 失减得递增 呈增大的趋势 电负性逐渐增大 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 得减失递增 呈减小趋势 电负性逐渐减小 逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 （除F、O外） ——同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最高正价、最低负价相同 1、微粒半径大小比较规律

电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数： 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

1、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）

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如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

具体规律： 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F

4、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>Mg>Al

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。

2、元素的金属性或非金属性强弱的判断

①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③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）

④互相置换反应(金属活动性顺序表)

依据： ⑤原电池反应中正负极（负极活泼）

⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应 ⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性越大，其非金属性越强

金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是（ B ） A． 原子半径 Z > Y > X B．Z的非金属性最强

C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZ D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强

3、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)。+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。

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①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

实例： Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子。 ③第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。

电离能大小反映了原子失去电子的难易。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。

④电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。

主族元素的明显增加；副族元素的增高缓慢；半充满、全充满、全空状态稳定，电离能较高。注意：Be. N. Mg. P反常。

实例：为什么Be的第一电离能大于B ？

Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。

4、电负性：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。

① 元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。

一般认为，电负性大于1．8的元素为非金属元素，电负性小于1．8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。

实例：请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

CH4 NaH NF3 ② 元素电负性差值大小可用于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；如果两个成键元

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素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。

请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。 NaF HCl NO MgO KCl CH4

共价化合物： 离子化合物：

三、元素周期表的应用

1.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。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 （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。

2.启发人们在一定范围内寻找某些物质

(1)半导体元素在两性线附近，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。

3.对角线规则的应用: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，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Li2CO3难溶于水等等。

②Be、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。

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