2022届高考化学二轮名师精品复习教案10――原子构造与元素性质的周期性（建议2课时完成）[考试目标](1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的构造(周期、族)及其应用。(2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子构造的关系。(3)以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子构造的关系。(4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。(5)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(选考内容)[要点精析]元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律一、电子排布的周期性：同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1→8相同特征电子排布从ns1→ns2np6相同（ns1～2或ns2np1～6)周期、族与电子层构型价电子数=主族序数S区元素价电子特征排布为ｎS1~2p区元素特征电子排布为ns2np1~6ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；最高能级组中的电子总数=族数ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2；最外层电子数=族数二、元素性质的周期性8/8\n非金属性逐渐增强周期金1属B非金属区非2性AlSi金3逐GeAs属4渐SbTe性5增金属区PoAt增6强强7金属性逐渐增强主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA元素性质同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）最外层电子数逐渐增多（1e—→8e—）相同原子半径逐渐减小逐渐增大主要化合价最高正价逐渐增大（＋1→＋7）最低负价＝－(8－主族序数)最高正价、最低负价相同（除F、O外）最高正价＝主族序数最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱金属性逐渐增强得失电子能力失减得递增得减失递增第一电离能呈增大的趋势呈减小趋势电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减小1、微粒半径大小比较规律电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。8/8\n最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律：3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、电子层构造相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。2、元素的金属性或非金属性强弱的判断①与水反响置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的复原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反响(金属活动性顺序表)依据：⑤原电池反响中正负极（负极活泼）⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，那么其金属性越强①与H2化合的难易及氢化物的稳定性非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱③单质的氧化性或离子的复原性④互相置换反响8/8\n⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性越大，其非金属性越强金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，那么以下判断正确的选项是（B）A．原子半径Z>Y>XB．Z的非金属性最强C．氢化物复原性XH3>H2Y>HZ，稳定性XH3>H2Y>HZD．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强3、第一电离能：气态电中性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叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……②同一种元素的逐级电离能差值越大，越容易形成稳定的价态。实例：Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子。③第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。电离能大小反映了原子失去电子的难易。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。④电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层构造。主族元素的明显增加；副族元素的增高缓慢；半充满、全充满、全空状态稳定，电离能较高。注意：Be.N.Mg.P反常。实例：为什么Be的第一电离能大于B？8/8\nBe有价电子排布为2s2，是全充满构造，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。4、电负性：用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。①元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1．8的元素为非金属元素，电负性小于1．8的是金属元素，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性那么在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。实例：请指出以下化合物中化合价为正值的元素。CH4NaHNF3②元素电负性差值大小可用于衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。请查阅以下化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。NaFHClNOMgOKClCH4共价化合物：离子化合物：三、元素周期表的应用1.根据原子构造、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质 （1）比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸、碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 （2）比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S （3）比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。8/8\n （4）推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。2.启发人们在一定范围内寻找某些物质 (1)半导体元素在两性线附近，如：Si、Ge、Ga等。(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。3.对角线规那么的应用:在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规那么”.实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱Li2CO3难溶于水等等。②Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”;Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。请用这些元素的电负性解释对角线规那么。5．常见某些元素的特性 （1）与水反响的最剧烈的非金属元素是氟； （2）与水反响的最剧烈的金属元素是铯； （3）单质硬度最大的元素是碳； （4）常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气； （5）稀有气体元素中原子半径最大的是氡； （6）原子半径最小（大）的元素是氢（铯）（稀有气体除外）； （7）所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟；8/8\n （8）正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳； （9）最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯； （10）所形成的化合物种类最多的是碳； （11）原子序数、电子层数、未成对电子数三者均相等的是氢 （12）只有负价并无正价的是氟； （13）最轻的金属是锂； （14）最轻的气体是氢气； （15）同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢； （16）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝； （17）空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮； （18）地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧；3．（地壳组成中含量最高的前5种元素 O，Si，Al，Fe，Ca，） （19）地壳中含量最多的金属元素是铝； （20）最活泼的非金属元素，或无正价的元素，或无含氧酸的非金属元素，或无氧酸（气态氢化物）可以腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素，或阴离子的复原性最弱的元素是氟； （21）最易着火的非金属元素的单质，其元素是磷； （22）常温下单质呈液态的非金属元素是溴，金属元素是汞； （23）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反响的元素是氮； （24）元素的单质在常温下能与水反响放出气体的短周期元素是锂、钠、氟； （25）常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫。8/8\n（26）与He原子电子层构造相同的离子有（2电子构造）：H-、Li+、Be2+（27）与Ne原子电子层构造相同的离子有（10电子构造）：F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+(28)10电子的分子、离子有：CH4、NH3、H2O、HF、Ne、OH-、H3O+、NH4+F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+。8/8
