高中化学必修一第二节　元素周期律.pptxVIP

1.元素周期律

(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。;项目;性质;;1.金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律;2.主族元素的“位、构、性”关系及应用(详见定点3)

3.元素周期表和元素周期律的应用;

1.在短周期元素中,原子的电子层数越多,原子半径就一定越大。这种说法是否正确?

提示:短周期元素中,并不是原子的电子层数越多,对应原子半径就越大。如第二周期的Li

原子的半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl原子的半径大。

2.短周期主族元素的最高正价等于主族序数,也等于最外层电子数。这种说法是否正确?

提示:一般来说,短周期主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数,但O、F比较特殊,

O元素无+6价,F元素没有正化合价。

3.原子得电子越多,其对应元素非金属性越强;原子失电子越多,其对应元素金属性越强。这

种说法是否正确?

提示:元素的非金属性、金属性强弱与得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少

无关。如金属性:NaAl,非金属性:ClS。;4.元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强。这种说法是否正确?

提示:有的元素存在多种不同价态的氧化物,能用来判断非金属性强弱的依据是最高价氧化

物对应水化物的酸性强弱。

5.金属元素不可能具有非金属性,非金属元素不可能具有金属性。这种说法是否正确?

提示:元素的金属性、非金属性并不是完全分开的,处于金属元素与非金属元素分界线附近

的元素,既有一定的金属性,又有一定的非金属性。;关键能力定点破;4.同结构——“核大径小”

电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。如:r(O2-)r(F-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)。;典例比较下列各组粒子半径,正确的是(????)

①ClCl-Br-②F-Mg2+Al3+

③Na+NaK④?Cl-Br-

A.①和③B.②

C.③D.①和④;方法技巧????比较位于不同周期和主族的元素原子半径时,需另选一种元素原子参照比较。

如比较Rb和Ca的原子半径,因r(K)r(Ca),r(Rb)r(K),所以原子半径:r(Rb)r(Ca)。;1.元???金属性的比较

比较元素金属性强弱,实质是看元素原子失去电子的难易程度,原子越易失去电子,其金属

性越强。具体判断方法:

(1)根据金属活动性顺序判断:金属活动性顺序中越靠前,金属性越强。

(2)根据单质的反应判断:单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素的金属性越强。

(3)根据最高价氧化物对应水化物的碱性判断:碱性越强,对应元素的金属性越强。

(4)根据溶液中置换反应判断:较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。

如根据Fe+Cu2+?Fe2++Cu,可知金属性:FeCu。

(5)根据氧化性或还原性判断:单质的还原性越强或阳离子氧化性越弱,对应元素的金属性越强。

(6)根据在周期表中的位置判断:一般来说,左边比右边或下方比上方元素的金属性强。

;2.元素非金属性的比较

比较元素非金属性强弱,实质是看元素原子得到电子的难易程度,原子越易得到电子,其非

金属性越强。具体判断方法:

(1)根据与H2反应难易和气态氢化物的稳定性:单质与H2化合越容易,生成的气态氢化物越

稳定,对应元素的非金属性越强。

(2)根据氧化性或还原性判断:单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱,对应元素的非金

属性越强。

(3)根据最高价氧化物对应水化物的酸性判断:酸性越强,对应元素的非金属性越强。

(4)根据溶液中置换反应判断:较活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出;典例下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是?(????);解析????与冷水反应越剧烈,金属单质越活泼,对应元素金属性越强,即金属性:NaMg,A项不

符合题意;最高价氧化物对应水化物碱性越强,对应元素金属性越强,B项不符合题意;最高

价含氧酸的酸性越强,对应元素非金属性越强,SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2,可说明酸

性:H2SO3H2CO3,而H2SO3不是S元素的最高价含氧酸,则无法推出非金属性:SC,C项符合题

意;根据Cl2、I2与H2的化合反应,可知H2与Cl2的化合比H2与I2的化合容易,可推断非金属性:

ClI,D项不符合题意。;元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置

反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。;可以根据元素的原子结构、特征、位置等推断元素的种类。

(1)根据原子或离子的结构示意图推断

①已知原子结构示意图,则电子层数=周期数,最外层电子数=主族