第19讲 元素周期律-【暑假自学课】2022年高一化学暑假精品课（人教版2019）

第19讲 元素周期律 【学习目标】 1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，理解元素周期律及其实质。 2．会判断微粒半径的大小。 3．知道元素周期表的简单分区，进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 4．学会运用元素周期表、元素周期律的知识，解决有关问题。 【基础知识】 ①原子结构与元素性质、元素化合价的关系 原子类别 与元素性质的关系 与元素化合价的关系 稀有气体 最外层电子数为8(He为2)，结构稳定，性质不活泼 原子结构为稳定结构，常见化合价为零 金属元素原子 最外层电子数一般小于4，较易失去电子 易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m(m为最外层电子数) 非金属元素原子 最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构 得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m－8(H为m－2) ②元素的主要化合价 元素最高价与最低价的关系 元素最高化合价＝最外层电子数(O、F除外) 最低化合价＝最外层电子数－8 |最高化合价|＋|最低化合价|＝8 常见元素化合价的特点 H：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 F：－1、0价，如NaF、F2(F无最正价)。 O：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2(O无最高正价)。 原子最外层电子数的变化 原子半径的变化 元素主要化合价的变化 第三周期元素性质的变化 第三周期元素的性质 观察表格，原子的最外层电子数及元素的性质有什么变化规律？ 一、元素性质的周期性变化规律 1．性质变化规律 ① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外) ② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化 ③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1 ④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱 ⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强 元素金属性和非金属性变化规律的理论解释 同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 （2022年河南省信阳市期末）如图，甲至庚为短周期七种元素常见化合价与原子序数的关系，下列说法正确的是 A．甲元素位于元素周期表第14列 B．丙、丁、庚三种元素的原子半径由大到小的顺序为：庚＞丁＞丙 C．最简单氢化物的稳定性：乙＞丙 D．这七种元素中，最高价氧化物的水化物酸性最强的是己 2．元素周期律 概念 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 实质 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果 （2022年北京市丰台区期中）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．金属性：Mg＞Al B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 C．还原性：S2－＞Cl－ D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 同周期同主族元素的原子半径呈现周期性变化，若元素位于不同周期、主族，如何判断半径大小？ 二、粒子半径大小的比较方法 类型 方法 实例 同周期 ——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) 同主族 ——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) 同元素 原子和离子——“阴大阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl) 不同价态的阳离子——“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe) 同结构 ——“序大径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 同 （2022年河南省林州市期末）比较下列各组微粒半径，正确的是 ①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Na＋＜Na＜K ④S2－＜Cl－＜Br－ A．①③ B．②③ C．③④ D．①④ 三、元素周期表和元素周期律的应用 1．元素周期表的分区及应用 （1）元素周期表的金属区和非金属区 金属元素