苏教版高中化学必修第一册专题5微观结构与物质的多样性第一单元元素周期律和元素周期表课件

第一单元

元素周期律和元素周期表1.原子序数(1)概念:化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫作原子序数。(2)数量关系:原子序数=质子数=核外电子数=核电荷数。2.原子结构变化规律(1)元素原子最外层电子数的变化规律3~18号元素,随着原子序数的递增,原子最外层电子数重复出现从1递增到8的变化,说明

元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。(2)元素原子半径的变化规律知识点1原子结构的周期性变化必备知识清单破随着原子序数的递增,元素(稀有气体元素除外)原子半径呈现周期性变化。3~9号元

素、11~17号元素的原子半径随着核电荷数的递增都逐渐减小。1.元素化合价(只讨论3~9号、11~17号元素)(1)元素的最高化合价=原子核外最外层电子数(O、F除外);元素的最低化合价=原子核外最

外层电子数-8(金属元素最低化合价为0价)。(2)随着原子序数的递增,元素的最高正化合价由+1价递增到+7价(O、F除外),元素的最低负

化合价按碳、氮、氧、氟(硅、磷、硫、氯)的顺序由-4价递增到-1价。2.元素金属性和非金属性(1)钠、镁、铝元素金属性强弱比较①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时,由易到难的顺序是Na>Mg>Al。②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。知识点2元素周期律③钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。(2)硅、磷、硫、氯元素非金属性强弱比较①硅、磷、硫、氯的单质与氢气化合时由易到难的顺序为Cl2>S>P>Si。②硅、磷、硫、氯对应气态氢化物的热稳定性:SiH4<PH3<H2S<HCl。③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。(3)11~17号元素金属性与非金属性的强弱变化规律①随着元素原子最外层电子数的增多,11~17号元素最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱,

酸性逐渐增强。②随着元素原子最外层电子数的增多,11~17号元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。3.元素周期律(1)概念:元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。(2)内容:随着元素核电荷数的递增,元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的金属性和

非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。(3)实质:元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的

必然结果。1.元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成行。每一行称为一

个周期。(2)原子核外最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序自上而下排成列。每一列为

一族(第8、9、10列除外)。2.元素周期表的结构(1)周期:元素周期表有7行,每一行称为一个周期,元素周期表共有7个周期。周期序数=电子

层数。(2)族:元素周期表有18列,它们被划分为16个族,包括7个主族、7个副族、1个Ⅷ族(第8、9、1

0三列称为Ⅷ族)、1个0族。主族序数=最外层电子数。知识点3元素周期表的结构特别提醒

由于镧系元素(原子序数:57~71,位于第六周期ⅢB族)与锕系元素(原子序数:89~1

03,位于第七周期ⅢB族)的存在,第六、七周期均比第五周期多14种元素。3.主族元素性质的递变规律(1)同一周期元素(稀有气体元素除外)

(2)同一主族元素

知识点4元素周期表和元素周期律的应用知识辨析1.原子序数越大,原子半径一定越大。这种说法对吗?2.11~17号元素的最高正价由+1价递增到+7价,3~9号元素的最高正价也是由+1价递增到+7

价。这种说法对吗?3.原子失去的电子数越多,元素的金属性越强。这种说法对吗?4.原子最外层电子数是2的元素一定是ⅡA族元素。这种说法对吗?5.元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅠA族。这种说法对吗?一语破的1.不对。同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小;同一主族元素,原子序数越大,原子半

径越大。2.不对。3~9号元素中氧元素没有最高正价,氟元素没有正价。3.不对。元素金属性的强弱与失去电子的难易程度有关,与失去电子数的多少无关,如Na失

去一个电子形成Na+,Al失去三个电子形成Al3+,但是Na的金属性强于Al。4.不对。如He最外层电子数为2,但为0族元素。5.不对。元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅢB族。因为第3列包括镧系和锕系。关键能力定点破定点1元素金属性和非金属性强弱的比较1.元素金属性强弱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,对应元素金属性越强。(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: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:Fe>Cu。(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,元素金属性越强。(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.元素非金属性强弱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:与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,元素非金属性越强。(2)根据氧化性或还原性判断:单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,元素非金属性越强。(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: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

来。如根据Cl2+2Br-

2Cl-+Br2,可知非金属性:Cl>Br。(5)根据在周期表中的位置判断:一般来说,右边比左边或上方比下方元素的非金属性强。典例可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是

(

)①相同条件下HCl的溶解度比H2S的大②HClO的氧化性比H2SO4的强③HClO4的酸性比H2SO4的强④HCl比H2S稳定⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有6个电子⑥Cl2可以从H2S溶液中置换出S⑦同浓度的HCl和H2S的水溶液,前者酸性强⑧HCl还原性比H2S弱A.③④⑤⑥⑦

B.②③④⑥⑦⑧C.①②⑤⑥⑦

D.③④⑥⑧D思路点拨

根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱、气态氢化物的稳定性强弱、非金属

单质的氧化性强弱及单质间的置换反应均能比较元素非金属性的强弱。解析

溶解度与元素的非金属性没有直接关系,①不符合题意;应该用最高价氧化物对应水

化物的酸性强弱来比较元素非金属性的强弱,②不符合题意,③符合题意,⑦不符合题意;气态

氢化物越稳定,对应元素的非金属性越强,④符合题意;元素原子得电子能力的强弱不仅与原

子最外层电子数有关,还与电子层数等有关,最外层电子数多的原子不一定得电子能力强,元

素的非金属性不一定强,⑤不符合题意;Cl2可从H2S溶液中置换出S,说明Cl2的氧化性强于S,非

金属性Cl>S,⑥符合题意;非金属元素气态氢化物的还原性越强,说明越易失电子,则对应的非

金属元素原子得电子能力越弱,HCl还原性比H2S弱,能证明Cl得电子能力强于S,则Cl的非金

属性强于S,⑧符合题意。易错提醒

判断元素非金属性强弱时应注意以下几点:(1)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能根据相

同条件下HCl的溶解度比H2S大得非金属性Cl>S。(2)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能根据氧化性HClO>H2SO4得非

金属性Cl>S。(3)根据非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,无法比较元素非金属性的强弱。如不能根

据酸性HClO<H2CO3得非金属性Cl<C。

1.结构与位置的关系结构

位置2.结构与性质的关系

定点2元素“位、构、性”关系模型

3.位置、结构和性质的关系典例主族元素W、X、Y、Z位于同一周期,原子序数依次增大,W、X是金属元素,Y、Z是非

金属元素。W、X的最高价氧化物对应的水化物可以相互反应,W与Y可形成化合物W2Y,Y

的最外层电子数是核外电子层数的2倍。下列说法正确的是

(

)A.Y的气态氢化物比Z的气态氢化物稳定B.W的最高价氧化物对应的水化物是已知最强的碱C.Y单质和氧气、氢气都能发生化合反应,且产物都具有还原性D.W、X、Y、Z四种元素的原子半径由小到大的顺序是W<X<Y<ZC思路点拨

解答此题需要知道氢氧化铝是两性氢氧化物,“W、X是金属元素,W、X的最高

价氧化物对应的水化物可以相互反应”为该题的突破口;另外,注意把握原子核外电子排布

特点。解析

W、X是金属元素,W、X的最高价氧化物对应的水化物可以相互反应,则W为Na,X为

Al;Y的最外层电子数是核外电子层数的2倍,且与Na、Al在同一周期,则Y为S;Z位于第三周

期,且为原子序数大于S的主族元素,则Z为Cl。非金属性Y<Z,Z的气态氢化物比Y的气态氢化

物稳定,A错误;W为Na,Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH,NaOH不是最强的碱,B错

误;S和O2、H2都能发生化合反应,分别生成SO2、H2S,SO2、H2S都具有还原性,C正确;同周期

主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则原子半径由小到大的顺序为Z<Y<X<W,D错误。规律小结

元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下:

1.同周期——“序大径小”同周期(稀有气体元素除外),从左到右,原子半径逐渐减小。如第三周期中:r(Na)>r(Mg)>r

(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大”同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)、r(F-)<r(Cl-)<

r(Br-)<r(I-)。3.同元素(1)同种元素的原子与其简单离子比较——“阴大阳小”阴离子半径大于原子半径,阳离子半径小于原子半径。如:r(Na+)<r(Na)、r(Cl-)>r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子比较——“数大径小”定点3粒子半径的大小比较带电荷数越多,离子半径越小。如:r(Fe3+)<r(Fe2+)。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

(

)①Cl<Cl-<Br-②F-<Mg2+<Al3+③Na+<Na<K④

<Cl-<Br-A.①和③B.②C.③D.①和④A思路点拨

解答本题需能理解粒子半径的大小比较方法,并能结合具体粒子组进行灵活应

用。解析

同种元素的原子和离子比较,电子数越多半径越大,同主族元素的离子,核外电子层数

越多离子半径越大,故粒子半径:Cl<Cl-<Br-,①正确;电子层结构相同的离子,符合“核大径

小”,即离子半径:F->Mg2+>Al3+,②错误;电子数:Na+<Na,同主族元素随核电荷数增加,原子半

径增大,即粒子半径:Na+<Na<K,③正确;根据电子层结构相同的离子符合“核大径小”,离子

半径:S2->Cl-,④错误。结合上述分析可知A项正确。知识拓展

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作参照。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)。奥地利首都维也纳一家矿场监督牟勒是第一个提取出碲的人。1782年牟勒从一种被当

地人称为“奇异金”的矿石中提取出碲(Te),Te与O、S同主族。学科素养情境破素养证据推理与模型认知——新情境下利用元素周期律推测陌生物质的性质情境探究问题1常温下,碲单质是什么状态的物质?说明理由。提示

固态。同主族非金属元素,从上到下,其单质的熔点逐渐升高,常温下硫单质是固体,则

碲单质也是固体。问题2碲的常见化合价有哪些?提示

-2、0、+4、+6等。问题3碲单质有可能是半导体吗?说明理由。提示

可能是半导体。碲位于金属与非金属的分界线附近,其物理性质和化学性质介于金属

和非金属之间。讲解分析元素周期律的两大应用(1)比较不同周期、不同主族元素的性质①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法:金属性Mg>Al,Ca>Mg,则碱性Ca(OH)2>Mg(OH)2>

Al(OH)3。②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法:非金属性C>Si,O>C,则简单氢化物稳定性H2O>CH4>

SiH4。(2)推测陌生元素的某些性质①已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,可推知Be(OH)2难溶。②已知卤族元素F、Cl、Br、I的性质递变规律,可推知元素砹(At)的某些化合物的性质,如

HAt不稳定,其水溶液呈酸性;AgAt难溶于水。例题类比和推理是化学研究的重要方法。下列说法正确的是

(

)A.卤素单质的熔点从F2到I2逐渐升高,则碱金属单质的熔点从Li到Cs逐渐升高B.117号元素T