元素周期表和元素周期律

1、二、 元素周期表和元素周期律,科学史话：第一张元素周期表 1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础上,对大量实验事实进行了订正、分析和概括,成功地对元素进行了科学分类.他制出第一张元素周期表。门捷列夫在出席化学史土具有里程碑意义的德国卡尔斯鲁厄化学大会时，聆听意大利化学家康尼查罗的演讲时，元素的性质随原子量(相对原子质量)递增而呈现周期性变化的基本思想在他脑海出现。此后门捷列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10年艰苦卓绝的努力，系统地研究了元素的性质，按照相对原子质量的大小，将元素排成序，终于发现了元素周期律。,元素周期表手稿,他还预言了一些未知元素的性质都得到了证实.但是由于时

2、代的局限,门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的,他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因.,1.门捷列夫按什么原则来排列元素？,2.现在的周期表编排的依据(原则)是什么?,元素按照相对原子质量由小到大依次排列,并将化学性质相似的元素放在一个纵行.,叫周期,叫族,（一）关系：,（二）编排原则：, 按原子序数的递增顺序从左到右排列, 将电子层数相同的元素排列成一个横行, 把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纵行,元 素 周 期 表,7个周期(三短、三长、一不全),(1)7个主族：由短周期和长周期 元素共同构成的族(AA),(2)7个副族：仅由长周期元 素构成的族(B

3、B),(3)族(3个纵):Fe、 Co、Ni等12种元素,横的方面 (7个横行),纵的方面 (18个纵行),(4)零族:稀有气体元素,(七主、七副、零八族),（三）元素周期表的结构,周期,短周期,长周期,第1周期：2 种元素,第2周期：8 种元素,第3周期：8 种元素,第4周期：18 种元素,第5周期：18 种元素,第6周期：32 种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素,周期序数 = 电子层数,（横行）,12号,310号,1118号,1936号,3754号,5586号,87(118),族,主

4、族（A）：,由短周期元素和长周期元素共同构成的族,A. A . A. A. A . A . A,副族(B):,完全由长周期构成的族,B B B B B B B,第族:,第8、9、10三个纵行为一个族,0族：,稀有气体元素，化学性质不活泼， 化合价一般为0,18个纵行16 个 族,7个主族,7个副族,元素周期表的结构,IA,IIA,IIIA,IVA,V A,VIA,VIIA,0,主族,周期,副族,过渡元素,族的别称,A称为 元素 A称为 元素 A称为 元素 A称为 元素 A称为 元素 A称为 元素 零族称为 元素,碱金属,碱土金属,碳族,氮族,氧族,卤族,稀有气体,小结：,元素周期表的结构：,熟

5、记：,三个短周期，七个主族和零族的元素符号和名称。,零族元素（稀有气体）的原子序数,二、元素周期表,7个周期(三短、三长、一不全),(七主、七副、零八族),18纵行16 族,周期序数=电子层数,主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数,1元素周期表共有多少个纵列?,18个纵列。,2元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素?,7个主族、7个副族、一个族、一个零族， 副族元素处于金属元素与非金属元素中间，因而又称过渡元素。,练习与思考：,1、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ） （A） （B） （C） （D）,D,2、写出114号元素的原子结构示意图，并

6、说明它在元素周期表位置，是金属还是非金属？,第七周期IVA族,金属,3、下列元素中， Na 、Fe Cu He K F （1）属于短周期的主族元素是： 。 （2）属于长周期的主族元素是： 。 （3）属于非金属主族元素是： 。 （4）属于零族元素是： 。 （5）属于副族元素是： 。 （6）属于第八族元素是： 。,Na,F,K,F,He,Cu,Fe,4、写出下列1-20号元素符号： （1）Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素是： （2）短周期元素中，族序数周期序数的元素有： （3）族序数等于周期序数2倍的元素有： （4）周期序数族序数2倍的有：,Li、K,H、Be 、 Al, S,Li、a,5

7、、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是（ ） A金属元素 B稀有气体元素 C非金属元素 D无法确定为哪一类元素,D,7、X、Y是短周期元素，两者形成化合物X2Y3，若Y的原子序数为 n , 则X的原子序数不可能为（ ） A. n + 8 B).n3 C. n11 D. n + 5,A,6、已知A是a号元素，则核内质子数为： ， An-中的核外电子数为： 。 已知An+ 的核外电子数为b，则0.5mol的An+ 中核内质子数是 mol,a + n,a,0.5(b+n),宏观、微观运动的不同,原子核外电子排布,电子云,电子云：是用统计的方法对核外电子运动规律所 作的一种描述。

8、描述方法：用点的密度大小表示电子在某处出现 机会的多少。 过程：给原子拍照。 结果：很像在原子核外有一层疏密不等的“云”。,理解电子云,注意：每一个小黑点只代表电子在该处出现一次，并不代表有一个电子。 一个点没有多大意义，众多点的疏密不同才有意义。,核外电子分层排布,电子按能量高低在核外分层排布。,表1-1稀有气体元素原子电子层排布,2 8 1832,2 8 8 8 8 8,讨论 1根据表1-1和在初中学习的部分元素原子结构示意图的知识， 讨论核电荷数118的元素原子核外电子排布的情形以及核外电子 排布的一般规律，并将讨论的结果分别填入表1-2和表1-3中。,排 布 规 律,K L MN O

9、P,2 8 183250 2n2,1 2 3 4 5 6,2.每个电子层最多只能排布2n2个电子。 3.K层为最外层时，最多只能容纳2个电子。 其它各层为最外层时，最多只能容纳8个电子。 4.次外层最多不超过18个电子,倒数第三层不超过32 个,1.电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,1、核外电子排布的周期性变化,原子的最外层电子由1增加到8（K层由1-2）：,元素周期律,1,2,3,8,8,2,周期性,2、原子半径的周期性变化,逐渐减小,逐渐减小,周期性,原子半径的递变规律,族,周期,原子半径逐渐变小,原子半径逐渐变小,在周期表中，同一主族的元素，从下到上，同一周期的主族元素，从左到右原子

10、半径依次减小,除H外，F的原子半径最小。,原子和单核离子半径大小比较 先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。 rN rP rAs rSb；rLi rNa rK rRb; rF- rCl- rBr- rI- ；rLi+ rNa+ rK+ rRb+； 在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 rNa+ rMg2+ rAl3+； rS2- rCl-；rO2- rF-； rS2- rCl- rK+ rCa2+； rF- rNa+ rMg2+ rAl3+； 在核电荷数相同的情况下看核外电子数，核外电子

11、数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 rCl- rCl； rS2- rS； rNa+ rNa； rFe rFe2+ rFe3+,3、元素化合价的周期性变化,氧元素和氟元素一般没有正化合价。,周期性,元素的化合价与元素在周期表中的位置关系 1.主族元素的最高正价等于它所处的族序数， 2.非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和等于8,总结： 随着原子序数的递增 元素原子的核外的电子排布呈现周期性变化 元素的主要化合价呈现周期性变化 元素的原子半径呈现周期性变化,4.元素的金属性、非金属性呈现周期变化,元素的原子得失电子能力呈现周期性变化,跟冷水剧 烈反应,NaOH强碱,跟沸

12、水反应放H2；跟酸剧烈反应放H2,Mg(OH)2 中强碱,跟酸较为 迅速反应 放H2,Al(OH)3 两性 氢氧化物,结论：,金属性 NaMgAl,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H4SiO4,H3PO4,H2SO4,HClO4,弱酸,中强酸,强酸,最强酸,高温,加热,加热,点燃或光照,SiH4,PH3,H2S,HCl,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0,1 2 3 4 5 6 7,金属,非金属,稀有气体元素,族 周期,由第三周期(1118号)元素性质的变化,得出如下的结论：,在

13、右上角找非金属性最强的元素氟。,在左下角找金属性最强的元素铯。,（除放射性元素钫）。,随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素的原子半径呈现周期性变化 元素的主要化合价呈现周期性变化 元素的原子得失电子能力呈现周期性变化 元素的金属性、非金属性呈现周期变化,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化,元素周期律,元素周期律的实质：,元素的原子核外电子排布的周期性变化。,小结：,练习：,1、下列递变情况 的是： A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单 质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化 物稳定性增强 C. C、N、O原子半

14、径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物对应的水化物碱性依次增强,不正确,C,A,2、写出Na、Al、S、Cl元素的离子半径大小顺序：,阳离子半径比原子半径小，阴离子半径比原子半径大；具有相同核外电子层排布的离子，核电荷数大的离子半径小。,元素周期表的应用,1、“构位性”的相互关系,即元素原子结构决定元素在周期表位置和元素的性质；元素在周期表的位置可推导出原子结构。 元素周期表是元素周期律的具体表现形式。,元素位、构、性三者关系,金属性最强的元素（不包括放射性元素）是 ； 最活泼的非金属元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素（不包括放射性

15、元素）是 。,Cs,F,Cl,Cs,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零 族 元 素,1.金属性强弱依据:,与水或酸反应置换出氢的难易 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 置换反应 离子的氧化性强弱,2.非金属性强弱依据:,单质与氢气化合的难易以及氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 非金属间的置换反应（非金属性强得置换出非金属性弱的，如Cl2与Br - 反应） 阴离子的还原性强弱,一、元素周期表的应用：,1、根据元素在周

16、期表的位置推测其原子的结构和性质，或根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。 2、元素化合价与元素在周期表位置关系： （1）主族元素最高化合价=元素族序数 （2）最低负化合价=元素族序数 - 8 （3）氧元素的化合价一般是-2 价，而氟元素无 正化合价。金属元素只有正化合价而无负价。 3、在周期表，主族元素从上到下，从左到右，元素金属性和非金属性存在一定的递变规律。从而推测未知元素的位置和性质。 4、周期表给金属和非金属分区，折线左边是金属，折线右边是非金属。 5、位于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。,小结：,6、对角线规则：,在元素周期表中,某些元素与右下

17、方的主族元素的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。,锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物， Be和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则是合理的。 这是因为这些处于对角线的元素的得电子能力相差不大，故性质相似。,并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的。,是元素原子核外电子排布随核电荷数递增而呈现周期性变化的必然结果。,元素周期律的实质:,研究元素周期律的意义：,元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律。它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义,也为人们寻找新材料提供了科学的途径。,（1）是学习和研究化学的一种重要

18、工具。 （2）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性 质提供了新的线索。 （3）启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。,二、元素周期律及元素周期表的其他应用,在周期表中一定的区域内 寻找特定性质的物质,根据周期表预言新元素的存在,氟里昂的发现与元素周期表,元素周期表的实际应用,寻找催化剂、耐高温、 耐腐蚀的合金材料,寻找光电材料,寻找半 导体材料,寻找用于制取农药的元素,根据元素周期表预言新元素的存在,类铝（镓）的发现： 1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4 .7，而是5.9

19、6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。,根据元素周期表预言新元素的存在,氟里昂的发现与元素周期表,1930年美国化学家托马斯米奇利成功地获得了一种新型的致冷剂CCl2F2（即氟里昂）。这完全是元素周期表的指导。在1930年前，一些气体如氨、二氧化硫、氯乙烷、氯甲烷等，被相继作致冷剂。但这些致冷剂不是有毒就是易燃，很不安全。为寻找无毒不易燃烧的致冷剂，米奇利根据元素周期表研究分析单质及化合物易燃性和毒性的递变规

20、律。,在第三周期，单质的易燃性是NaMgAl， 在第二周期中，CH4比NH3易燃，NH3比H2O易燃，再比较氢化物的毒性：AsH3PH3NH3H2SH2O， 根据变化趋势，元素周期表右上角 氟元素的化合物可能是理想的元素， 不易燃的致冷剂。,米奇利还分析了其它的一些规律，最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破坏大气的臭氧层，危害人类的健康的气候，逐步将被淘汰。人们又将在元素周期表的指导下去寻找新一代的致冷剂。,1.下列有关元素周期律的叙述，正确的是（ ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周

21、期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化,练习：,A,2、下列性质的递变中，正确的是( ) A、O、S、Na的原子半径依次增大 B、LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C、HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D、HCl、HBr、HI的还原性依次减弱,AB,错,3、判断正误：每一周期元素中都是以碱金属开始，以稀有气体结束。,第一周期以H元素开始。,4、下列各组中，属于同位素的是：（ ） AH2、D2、T2 B .金刚石和足球烯C60 C . H2O和D2O D . 16O和18O,D,等电子

22、体 ：质子总数相同，电子总数也相同的一类粒子互称等电子体，它们结构相似，物质性质相近 如N2和CO，N2O和CO2。,1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。 （1）根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是： _和 ； 和 。 （2）此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2互为等电子体的分子有： 、 。,CO,N2,CO2,N2O,O3,SO2,1. 下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? 2. 下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。,练习,3.某元素的核电荷数是电子层的 5 倍，其质子数是 最外层电子数的 3 倍，试画出该元素的原子结构示意图。,该元素为磷元素，外层电子排布为2，8，5 （图略）,4. X、Y、Z 三种元素，其核电荷数均小于20，X原子最外层电