人教高中化学第2讲　元素周期表　元素周期律.doc

第2讲　元素周期表　元素周期律
课 程 标 准
知 识 建 构
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推断化学键的极性。
2．能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律(表)的应用。
3．能说明建构思维模型在人类认识原子结构过程中的重要作用，能论证证据与模型建立及其发展之间的关系。简要说明原子核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义。
一、元素周期表
1．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表编排原则
3．元素周期表
(1)结构
元素周期表
4．原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系
原子的最大能层数＝周期序数
(2)原子结构与族的关系
①主族元素的价层电子排布特点
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区与价层电子排布的关系
①周期表的分区
②各区价层电子排布特点
分区
价层电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
5.元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
(3)用于工农业生产。
【诊断1】 判断下列说法是否正确，正确的打√，错误的打×。
(1)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素(　　)
(2)第ⅠA族全部是金属元素(　　)
(3)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1(　　)
(4)s区全部是金属元素(　　)
(5)第四周期元素中，锰原子价层电子中未成对电子数最多(　　)
(6)价层电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(　　)
(7)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)×　(7)√
二、元素周期律
1．原子半径
(1)影响因素
(2)变化规律
①同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；
②同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
2．电离能
(1)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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
(2)规律
①同周期从左至右第一电离能总体呈现增大的趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
【特别提醒】
第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
3．电负性
(1)含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
(2)标准：以最活泼的非金属***的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律
①同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大；
②同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
【特别提醒】
①金属元素的电负性一般小于1.8；
②非金属元素的电负性一般大于1.8；
③位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
4.主族元素的周期性变化规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小
阴离子逐渐减小
r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
(H显－1价)
元素的金属性、非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属