第5章 第2讲 元素周期表 元素周期律-【金版教程】2024高考化学一轮复习创新方案word（新教材，创新版）

第2讲　元素周期表　元素周期律 [复习目标]　1.了解元素周期表的结构及应用。2.掌握元素周期律的实质。3.了解金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律。4.以第ⅠA族和第ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。5.以第三周期为例，掌握同一周期元素性质的递变规律与原子结构的关系。 一、元素周期表 1.原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2．元素周期表的编排原则 (1)把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。 (2)把不同横行中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一纵列，共有18个纵列。 3．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 (2)族(18个纵列，16个族) ①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族。 ②副族：仅由长周期元素组成的族。(其中Ⅷ族包括8、9、10三个纵列) ③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。 [提醒]　 (1)同周期两相邻主族元素的原子序数差可能为1或11(第四、五周期的第ⅡA族和第ⅢA族)或25(第六、七周期的第ⅡA族和第ⅢA族)。 (2)含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素，所含元素形成化合物种类最多的族为第ⅣA族。 (3)元素周期表中元素的分布 ①分界线：沿着元素周期表中B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po的交界处画线，即为金属元素和非金属元素的分界线。 ②金属元素：位于分界线的左下区域，包括所有的过渡元素和部分主族元素。 ③非金属元素：位于分界线的右上区域，包括部分主族元素和0族元素及左上角的H元素。 ④分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 ⑤过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列，都是金属元素。 4．元素周期表的应用 (1)为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 (2)启发人们在一定区域内寻找新物质 判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。 (1)最外层电子数是2的元素，都是第ⅡA族元素。(×) 错因：He是最外层电子数为2的元素，但属于零族。 (2)铁位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族。(√) 错因：________________________________________________________ (3)包含元素种类最多的族是ⅠA族。(×) 错因：含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (4)每个周期都是从碱金属开始到稀有气体结束。(×) 错因：第一周期从H元素开始。 (5)元素周期表中镧系、锕系都占据同一格，它们都是同位素。(×) 错因：同位素是同种元素的不同原子，要求质子数相同而质量数不同，显然，镧系、锕系不符合。 二、元素周期律 1.元素周期律 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．元素周期律的实质 元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。 3．主族元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 最外层电子数 从1到7 (第一周期除外) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素的性质 主要化合价 最高正化合价由 ＋1→＋7(O、F除外)； 最低负化合价由 －4→－1 相同，最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 4.元素周期律的应用 (1)预测同主族元素的性质：如碱金属元素的一般性质。 原子结构与性质 相同点 最外层上都只有1个电子具有相似的化学性质 不同点 从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大从Li到Cs金属性逐渐增强 物理性质 相同点 碱金属除Cs略带金色光泽外，其他都是银白色有金属光泽的固体，密度较小，硬度较小，熔、沸点较低，导电、导热性很好 递变性 从Li→Cs密度逐渐增大(K反常)，熔、沸点逐渐降低 化学性质 与O2等非金属的反应 碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为： 4Li＋O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K、Rb、Cs与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质 与H2O的反应 碱金属单质与水均能发生反应，生成氢氧化物和氢气。反应的化学方程式可表示为(用M代表碱金属)2M＋2H2O===2MOH＋H2↑，但反应的剧烈程度不同：从L