1.2.元素周期表　元素的性质 学案-2027届高三化学一轮复习

元素周期表　元素的性质 [学习目标]　 1.能掌握元素周期表的分区、周期和族的划分、列举元素周期律(表)的应用。 2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等性质的变化规律。 (一)元素周期表 1. （1）元素周期表的发展历程 （2）原子序数：按照元素在 元素周期表中的顺序给元素编号。 原子序数＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 。 2. 元素周期表的结构 (1)元素周期表的编排原则（7行18列→7个周期16族） 周期：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 电子层数=周期数 族：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而下排成的纵列。最外层电子数=主族序数 (2)元素周期表的结构 请在下表中画出元素周期表的轮廓， 并在表中按要求完成下列问题： 1 标族序数、周期序数。 2 将前六周期主族元素和第四周期过渡金属元素的元素符号补充完整。 3 写各周期元素的种类和稀有气体元素的原子序数，标113~117号元素的位置。 应用：根据原子序数确定元素的位置——稀有气体定位法 例1.53号元素：由于36<53<54，则53号元素位于第五周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即ⅦA族，53号元素位于第五周期第ⅦA族。 例2.88号元素：由于86<88<118，则88号元素位于第七周期，88－86＝2，所以88号元素位于第七周期的第二格，即第Ⅱ A族。88号元素位于第七周期第ⅡA族。 ④元素周期表的分区 请在上述轮廓图中找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置，并写出各区价层电子排布特点。 分区 元素分布 价层电子排布 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1~2 p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外) d区 ⅢB族~Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n-1)d1~9ns1~2(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2 f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14或(n-1)d0~2ns2 ⑤过渡元素 元素周期表中 ⅢB 到 ⅡB 共 10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为 过渡金属元素 。 ⑥镧系、锕系的位置。 镧系元素包括第57--71号元素，锕系元素包括89--103号元素，分别有15种元素，所以元素种类最多的是第 ⅢB族，共32 种。 ⑦金属和非金属的分界线 a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、与硼、硅、砷、碲、砹、的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 b.各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 c.分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 ⑧元素周期表的应用 a.科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 b.寻找新材料 (3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)； (4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。 (二)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。 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.同周期、同主族元素性质的递变规律 (1)同周期元素性质的递变规律 同周期主族元素从左到右，核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (2)同主族元素性质的递变规律 同主族元素从上到下，电子层数依次增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，失电子的能力依次增强，得电子的能力依次减弱；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 4.比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金 属性 与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强 单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 氧化性强的单质置换弱的单质 例3.根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)： (1)金属性：K　　　　Na　　　　Mg；非金属性：F　　　　O　　　　S。 (2)碱性：Mg(OH)2　　　　Ca(OH)2　　　　KOH。 (3)酸性：HClO4　　　　H2SO4　　　　HClO。 (4)热稳定性：NH3　　　　H2O　　　　HF。 (5)还原性：HBr　　　　HCl，I－　　　　S2－。 答案　(1)>　>　>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　 5.原子或离子半径比较 “一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例4.比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)： (1)Na　　　　Mg　　　　Cl。 (2)Li　　　　Na　　　　K。 (3)F－　　　　Cl－　　　　Br－。 (4)Cl－　　　　O2－　　　　Na＋　　　　Mg2＋。 (5)Fe2＋　　　　Fe3＋。 答案　(1)>　>　(2)<　<　(3)<　<　(4)>　>　>　(5)> 6.电离能 (1)第一电离能：气态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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐减小。 4 同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 拓：电离能大小比较 1.电离能与原子结构 (1)答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 (2)答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B， 故A的第一电离能小于B。 2.电离能与半充满、全充满 (1)答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 (2)答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)状态，比较稳定，难失电子，×××电离能大。 例5.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：　　　　。 答案　I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 例6..[2022·全国甲卷，35(2)]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　(填标号)，判断的根据是　　　　　　　　；第三电离能的变化图是　　　　(填标号)。 答案　图a　同周期从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　图b 例7.[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是　　　　　，原因是　　　　　　　　。 答案　Cu　Cu的第一电离能失去的是4s1的电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d轨道电子处于全充满状态 例8.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。 其中有四种元素的第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。 答案　Be：2s2　N：2s22p3　Mg：3s2　P：3s23p3　发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。 7.电负性 8.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 9. 元素化合价的变化规律 (1)主族元素中,元素原子的最外层电子数=元素所在的主族序数=元素的最高正化合价(O、F除外)。 (2)氟元素只有一1价与0价，没有正化合价,0除了在与F形成的化合物中是正化合价外，没有其他形式的正化合价。 (3)主族元素中，非金属元素都有负化合价,其最高正化合价和最低负化合价的关系:|最低负化合价| +最高正化合价=8(H、B、O、F除外)。 (4)短周期主族元素中,若元素原子的最外层电子数为偶数,则该元素的化合价一般为偶数;若元素原子的最外层电子数为奇数，则该元素的化合价一般为奇数。 学科网（北京）股份有限公司 $