竞赛班、元素周期律概要

原子序数123456789原子序数101112131415161718元素名称氢氦锂铍硼碳氮氧氟元素名称氖钠镁铝硅磷硫氯氩原子结构示意图1～18号元素核外电子排布从1～2号元素，即从氢到氦：有1个电子层，电子由1个增到2个，达到稳定结构；从3～10号元素，即从锂到氖：有2个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构；从11～18号元素，即从钠到氩：有3个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构。原子的最外层电子排布一、核外电子排布的周期性变化随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化。HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBaRaAlGaInTlSiGeSnPbPAsSbBiOSSeTePoFClBrIAtNeArKrXeRn原子半径根据上图所示元素原子的大小，比较一下原子的微观结构—原子半径，有何规律﹖思考Li→FNa→ClK→Br大→小大→小大→小Rb→ICs→At大→小大→小幻灯片9原子半径（稀有气体元素除外）二、原子半径的周期性变化随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。微粒半径大小的比较（1）同周期（2）同主族（3）同种元素的原子与离子★（4）电子层结构相同的离子原子序数123456789元素名称氢氦锂铍硼碳氮氧氟原子序数101112131415161718元素名称氖钠镁铝硅磷硫氯氩主要化合价主要化合价主要化合价1～18号元素+10+1+2+3+4+5-4-3-2-10+1+2+3+4+5+6+70-4-3-2-1思考分析元素主要化合价的变化情况?在3～9号元素中，从Li到N，正价由+1到+5，从C到F开始有负价，负价由-4到-1；在11～17号元素中，正价由+1(Na)到+7(Cl);从中部的元素开始有负价，负价是从-4(Si)递变到-1(Cl),呈现出周期性的变化。除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体元素外，其它元素的最高正价数值=最外层电子数，负价的绝对值=8-最外层电子数。元素化合价元素主要化合价的周期性变化三、元素化合价的周期性变化随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。四、元素的金属性、非金属性呈周期性变化1、判断金属性、非金属性强弱的方法：（1）什么是金属性，什么是非金属性？（2）如何用实事比较Mg和Al的金属性强弱？（3）如何用实事比较Cl和S的非金属性强弱？金属性判断：①元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度；②元素的氧化物对应的水化物碱性强弱；③元素单质的还原性（或离子的氧化性）；④金属与盐溶液发生的金属间的置换反应非金属性强弱判断①与氢气反应生成气态氢化物的难易程度或反应的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱；②元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱；③单质的氧化性（或离子的还原性）强弱。④非金属单质间的置换反应非金属性递增非金属性递增金属性最强金属性递增金属性递增五、元素第一电离能的周期性变化1、电离能气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做第二电离能用I2表示……M（g，基态）→M+（g）+e－I1M+（g，基态）→M2+（g）+e－I2电离能反映了原子失去电子倾向的大小。电离能越大，越难失去电子。根据下图元素第一电离能曲线图，总结电离能的变化规律。NPBeMgZnAs5101520253035原子序数I11—36号元素的第一电离能2、第一电离能的变化规律：同周期，主族元素从左到右，电离能呈逐渐增大的趋势；同主族，主族元素从上到下，电离能逐渐减小；特殊：I（Be）I（B）,I（Mg）I（Al）I（N）I（O）,I（P）I（S）I（Zn）I（Ga）3、I1与原子的核外电子排布的关系：通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。解释下列电离能的反常现象：I（Be）I（B）,I（Mg）I（Al）I（N）I（O）,I（P）I（S）I（Zn）I（Ga）4、I2、I3及各级电离能的应用钠和镁的第一、二、三电离能元素I1/kJ·mol－1I2/kJ·mol－1I3/kJ·mol－1Na49645626912Mg73814517733分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋?5、同一周期的元素中，稀有气体元素的第一电离能最大，而碱金属元素的第一电离能最小，这是为什么?6、电离能及应用M（g)–e-=M+(g)△H=I1电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。第一电离能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。元素的第一电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。六、元素电负性的周期性变化1、电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小同一周期，从左到右，元素电负性逐渐。同一主族，从上到下，元素电负性呈现趋势。增大减小2、电负性的递变规律反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3、电负性的意义一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正值的元素NaHIClNF3SO2H2SCH4NH3HBr（1）元素金属性、非金属性强弱的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3、电负性的应用小结元素周期律的内容：随着元素原子序数的递增，元素性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性、元素第一电离能、元素的电负性）呈周期性变化。元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。1、写出11-18号元素的元素符号并标出化合价2、比较Na、Mg、Al、S、Cl的原子半径和Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径3、比较Na、Mg、Al的金属性和S、Cl的非金属性4、画出第三周期元素第一电离能的变化曲线图5、画出19-36号元素的原子结构示意图和电子排布式将下列各组原子按半径由小到大排列Li、N、F；Cl、Br、I；H、O、F、S、P同主族元素的离子：Li+Na+K+F-Cl-Br-核电荷数相同的单核微粒：FeFe2+Fe3+H-HH+电子数相同的单核微粒：O2-F-Na+Mg2+Al3+问题讨论由1—18号元素的原子结构分析1.每一横行有什么相同点？2.每一纵行有什么相同点？每一横行的电子层数相同每一纵行的最外层电子数相同（除稀有气体元素外）1、写出11-18号元素的元素符号并标出化合价2、比较Na、Mg、Al、S、Cl的原子半径和Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径3、比较Na、Mg、Al的金属性和S、Cl的非金属性4、画出第三周期元素第一电离能的变化曲线图5、画出19-36号元素的原子结构示意图和电子排布式元素周期表元素周期律的具体表现形式一、元素周期表的编排原则1、按原子序数的递增顺序从左到右排列2、将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期）3、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。（族）二.元素周期表的结构周期序数___电子层数1.横行（个）—⑴具有相同的_______的元素按照_______递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。周期（7个）7周期长周期第1周期：第2周期：第3周期：第4周期：第5周期：第6周期：不完全周期第7周期：短周期2种元素8种元素8种元素18种元素18种元素32种元素29种元素族主族(A)副族(B)ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有气体元素零族：ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB第八、九、十纵行，位于ⅦB与ⅠB中间2.纵行（个）注意:1、主族序数__最外层电子数2、各族在元素周期表中的位置3、什么是过渡元素？4、哪些是金属，哪些是非金属？5、主族元素分别有哪些？6、Fe元素在元素周期表中的位置分别是什么？最后1个电子填充在ns轨道上，价电子的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包括ⅠA和ⅡA族，它们都是活泼金属，容易失去电子形成+1或+2价离子。1、s区元素三、元素周期表中区的划分s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于该元素的族序数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族。最后1个电子填充在np轨道上，价层电子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族稀有气体也属于p区。2、p区元素它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2，最后1个电子基本都是填充在倒数第二层(n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。这些元素都是金属，常有可变化合价，称为过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。3、d区元素价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族，处于周期表d区和p区之间。它们都是金属，也属过渡元素。4、ds区元素最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型是：（n－2）f0～14ns2,或(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。5、f区元素包括元素价电子排布化学性质s区p区d区ds区f区ⅠA、ⅡA族ⅢA～ⅦA族ⅢB～Ⅷ族ⅠB、ⅡB族镧系和锕系ns1、ns2ns2np1～6(n－1)d1～9ns1～2(n－1)d10ns1～2（n－2）f0～14ns2各区元素特点活泼金属大多为非金属过渡元素过渡元素已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。课堂练习思考题已知元素周期表中前七周期的元素种类如下:周期数一二三四五六七元素种类2、请分析周期数与元素种类的关系,然后预言第八周期最多可能含有的元素种类为____288181832321、如何推断114号元素在周期表中的位置，是金属还是非金属，化合价，导电性四、元素周期表的应用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。例如，在IA族可以找到光电材料，在ⅢA、ⅣA、VA族可以找到优良的半导体材料。元素周期表与超导材料1953年，美国晶体学家玛蒂亚斯(B．T．Malthias)在寻找超导材料时，物理学家费米让他“看看周期表”，“那里有那么多的元素，组合起来，你将有无