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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
元素周期律
(1)元素周期律是指元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
(2)元素周期律是元素原子核外电子排布发生周期性变化的必然结果。
元素周期表及其应用
(1)元素周期表的结构(7行18列)
①周期：三短四长七周期。
②族：七主七副Ⅷ和0。
(2)同周期元素性质的递变规律
同周期元素(稀有气体元素除外)从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(3)同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
(4)元素周期表的应用
①可以由元素在元素周期表中的位置推测其结构和性质；
②根据元素的结构和性质，推测它在元素周期表中的位置；
③指导新元素的发现及预测它们的性质；
④指导其他与化学相关的科学技术，如在元素周期表中金属元素和非金属元素分界线附近，可以找到半导体材料，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。
元素的“位—构—性”关系
(1)位置 结构：
①原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数；②周期序数＝电子层数；③主族序数＝最外层电子数。
(2)结构 性质：
①电子层数相同，最外层电子数越少，原子半径越大，原子失电子能力越强、得电子能力越弱，元素的金属性越强、非金属性越弱。
②电子层数相同，最外层电子数越多，原子半径越小，原子失电子能力越弱、得电子能力越强，元素的金属性越弱、非金属性越强。
同周期、同主族元素的性质递变规律
项　目 同周期(左到右) 同主族(上到下)
原子半径 减小 增大
主要
化合价 最高正价 ＋1→＋7 一般相同
最低负价 －4→－1 相同
金属性 减弱 增强
非金属性 增强 减弱
金属与水或酸反应的难易程度 越难 越容易
最高价氧化物的水化物 碱性 减弱 增强
酸性 增强 减弱
非金属气态氢化物的稳定性 增强 减弱
由原子序数推断元素在元素周期表中的位置
(1)凭记忆和经验确定元素在元素周期表中的位置。
确定元素在元素周期表中位置的常用知识主要有元素周期表短周期的结构及其所含元素的原子序数、名称、符号和位置分布；各主族和0族所含元素的名称、符号和上下位置关系。
(2)利用原子序数与主族序数的奇偶对应关系确定元素在元素周期表中的位置。
观察元素周期表会发现，主族序数是偶数(奇数)，该元素的原子序数一定是偶数(奇数)；0族元素的原子序数都是偶数。
(3)利用各周期的元素数量确定元素在元素周期表中的位置。
对于原子序数较大的元素，确定其在元素周期表中的位置时，比较适合用这种方法。这里需要记住各周期的元素数量，按第一到第七周期的顺序，各周期元素的数量可用“4组法”记忆。即2；8、8；18、18；32、32。
据原子序数确定元素位置的方法——稀有气体定位法
(1)明确0族元素信息
0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族；
②若比相应的0族元素少5～1时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；
③若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
D
元素金属性、非金属性强弱的判断方法
1.元素金属性强弱的判断方法
本质：原子失电子越容易，则金属性越强。
(1)根据元素周期表判断：同一周期从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱；同一主族从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)根据金属活动性顺序判断：元素在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。
(3)根据单质及其化合物的性质判断：金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气越容易，则对应元素的金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应元素的金属性越强。
(4)根据金属单质间的置换反应判断：较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。
2.元素非金属性强弱的判断方法
本质：原子得电子越容易，则非金属性越强。
(1)根据元素周期表判断：同一周期从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)根据单质及其化合物的性质判断：若非金属单质与H2化合形成气态氢化物越容易，气态氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强；若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应元素的非金属性越强。
(3)根据非金属单质间的置换反应判断：较活泼的非金属单质能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来。
(1)一般来说，在氧化还原反应中，非金属单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则元素的非金属性就越强；金属单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性就越强。
(2)金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少；非金属性强弱的比较，是比较原子得到电子的难易，而不是得到电子的多少。
(2025·天津滨海新区期末)下列递变规律不正确的是(　　)
A.Na、Mg、Al还原性依次减弱
B.Cl2、Br2、I2氧化性依次增强
C.C、N、O原子半径依次减小
D.P、S、Cl最高正价依次升高
B
Na、Mg、Al位于同一周期，而同一周期从左到右，主族元素的金属性逐渐减弱，则单质的还原性逐渐减弱，Na、Mg、Al还原性依次减弱，A正确；Cl、Br、I位于同一主族，而同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，则单质的氧化性逐渐减弱，即Cl2、Br2、I2氧化性依次减弱，B错误；C、N、O位于同一周期，而同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，C、N、O的半径逐渐减小，C正确；P、S、Cl的最外层电子数分别为5、6、7个，最高正价分别为＋5、＋6、＋7，依次升高，D
正确。
微粒半径大小的比较方法及规律
影响微粒半径大小的因素：①电子层数的多少；②原子核对核外电子的吸引力的大小；③核外电子数的多少。
1.原子
同一周期元素，从左到右，核电荷数依次增大，原子半径依次减小；同一主族元素，自上而下，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
2.离子
(1)同一主族元素，自上而下，电子层数依次增多，离子半径依次增大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。
(2)具有相同电子层结构的离子，随核电荷数的增大，离子半径减小。如：r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
3.同一元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大
(1)阳离子：r(原子)＞r(阳离子)。如：r(Na)＞r(Na＋)。
(2)阴离子：r(原子)＜r(阴离子)。如：r(Cl)＜r(Cl－)。
(3)多种价态的离子：价态越高，半径越小。如：r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
具有相同电子层结构的离子，在元素周期表中的相对位置、离子半径及原子序数间的关系可用“八个字”概括：“阴前阳下，径小序大”。即阴离子在该电子层结构的稀有气体元素的前面，阳离子在该稀有气体元素的下一个周期；原子序数越大，离子半径越小。
A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－和C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确的是(　　)
A.原子序数由大到小的顺序是C＞A＞B
B.原子半径由大到小的顺序是r(B)＞r(A)＞r(C)
C.离子半径由大到小的顺序是r(C－)＞r(B2＋)＞r(A2－)
D.原子最外层电子数由多到少的顺序是B＞A＞C
B
“三看”法快速判断简单微粒的半径大小：
“一看”电子层数。一般电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数。当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。

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