高三化学一轮复习 第5章 元素周期律教案Word文档格式.docx
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ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
第Ⅷ族
第8、9、10共3个纵行
0族
第18纵行
3．元素周期表的分区
按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区（H除外）d区、ds区和f区的元素都为金属。
【注意】 根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。
元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
分区
价层电子的电子排布式
s区
Ns1～2
p区
ns2np1～6
d区
（n－1）d1～9ns1～2
ds区
（n－1）d10ns1～2
f区
（n－2）f1～14（n－1）d0～2ns2
★☆元素周期表
1．元素周期表结构的记忆
（1）七个横行七周期，三短三长一不全。
即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。
（2）18纵行16族，7主7副0和Ⅷ。
2．元素周期表中的几个特殊区域
（1）过渡元素：
元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
（2）主、副族的交界：
ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。
（3）镧系元素：
在第六周期，第ⅢB族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。
（4）锕系元素：
在第七周期，第ⅢB族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。
（5）第Ⅷ族：
在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第Ⅷ族。
3．元素原子序数的确定
（1）依据主族元素在周期表中的位置
对于主族元素，电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。
如某元素的位置为第四周期第ⅦA族，其原子结构
示意图为，则原子序数Z为35。
（2）利用同主族相邻两元素原子序数的关系
①元素周期表中左侧元素（ⅠA、ⅡA族）：
同主族相邻两元素中，Z（下）＝Z（上）＋上一周期元素所在周期的元素种类数目。
②元素周期表中右侧元素（ⅢA～ⅦA族）：
同主族相邻两元素中，Z（下）＝Z（上）＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
（3）利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数的关系
设ⅡA族、ⅢA族元素原子序数分别为x、y，
则有y=x+1（第二、三周期）
y=x+11（第四、五周期）
y=x+25（第六、七周期）
4．已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置
方法：
利用稀有气体的原子序数来确定。
第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。
例如：
（1）35号元素（相邻近的是36Kr），则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素。
（2）87号元素（相邻近的是86Rn），则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即Cs元素。
【例1、2】
例题精讲：
【例1】
（1）甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是。
A.x+2B.x+4C.x+8D.x+18
（2）若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是。
A．n=m+1B．n=m+18C．n=m+25D．n=m+11
〖解析〗
（1）同主族的两种元素①第一、二周期元素，原子序数相差2。
②第二、三周期元素，原子序数相差8。
③第四、五周期元素，原子序数相差18。
④第六、七周期元素，原子序数相差32。
故绝不可能相差4。
（2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数之差：
①第二、三周期，原子序数差为1;
②第四、五周期，原子序数差为11；
③第六周期，原子序数差为25。
故绝不可能相差18。
〖答案〗
（1）B
（2）B
【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。
A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。
B原子核内质子数和中子数相等。
A
C
B
（1）写出A、B、C三种元素的名称：
_______、______、________。
（2）B位于元素周期表中第________周期第________族。
（3）C的原子结构示意图为________，C的单质与H2O反应的化学方程式为
（4）写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式
〖导航〗 解答该题要利用A、B、C三种元素在元素周期表中的位置特点，结合条件“Z（B）＝Z（A）＋Z（C）”即可推断出B元素，其他问题迎刃而解。
〖解析〗
（1）根据图示，A、B、C一定在ⅢA族元素之后，又因Z（B）＝Z（A）＋Z（C），设Z（B）＝b，则有b＝[（b－8）－1]＋[（b－8）＋1]，即b＝16，即B为16S，则A为N，C为F。
（2）S在元素周期表中第三周期第ⅥA族。
（3）F的原子结构示意图为，F2与H2O反应的化学方程式为2F2＋2H2O=4HF＋O2。
（4）NH3与H2SO4反应的化学方程式为：
2NH3＋H2SO4=（NH4）2SO4（或NH3＋H2SO4===NH4HSO4）。
〖答案〗
（1）氮 硫 氟
（2）三 ⅥA（3）2F2＋2H2O==4HF＋O2
（4）2NH3＋H2SO4===（NH4）2SO4（或NH3＋H2SO4=NH4HSO4）
第五章元素周期律
第二课时原子结构与组成微粒间的关系
1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。
2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。
一、原子结构
1．原子的构成
（1）原子的组成
（2）符号中各数字的含义
（3）组成原子的各种微粒及相互关系
①质子数（Z）=核电荷数=原子序数
②质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
③阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数
④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数
注：
①有质子的微粒不一定有中子如。
②有质子的微粒不一定有电子如H+。
③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。
④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。
如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
2．元素、核素、同位素
元素
核素
同位素
概念
具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
质子数相同而中子数不同的原子或同一元素的不同核素
范围
宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态
微观概念，对某种元素的一种原子而言
微观概念，对某种元素的原子而言。
因同位素的存在而使原子的种类多余元素的种类
特性
主要通过形成的单质或化合物来体现
不同的核素可能质子数相同、或中子数相同、或质量数相同，或各类数均不同。
同位素质量数不同，物理性质有差异，化学性质相同。
实例
H、O
H、
N、
C、
Mg是不同的核素
H为氢的同位素
3．几种“相对原子质量”
（1）同位素的相对原子质量的计算式：
Mr=
（2）同位素的近似相对原子质量，数值上约等于该同位素原子的相对质量。
（3）元素的相对原子质量是根据各种同位素的相对原子质量和他们在自然界中所占的原子个数百分含量计算的结果。
=A×
a%+B×
b%+C×
c%……
【例2】
3、核外电子排布
（1）排布方式
分层排布，电子层由里到外依次是：
第一、二、……、七层，符号分别对应：
K、L、M、N、O、P、Q。
（2）排布规律
①电子是在原子核外距核由近及远，能量由低至高的不同电子层上分层排布。
②每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。
③电子一般总是先排在能量低的电子层里，即最先排在K层，当K层排满后，再排L层，依此类推。
④最外层电子数不超过8个（或2个），次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。
4、构造原理 能量最低原理
（1）能层与能级
①能层
多电子原子的核外电子的能量是不同的。
按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
原子核外电子的每一个能层（序数为n）最多可容纳的电子数为2n2。
②能级
多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。
（2）构造原理
随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
【思考】 核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？
核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。
（3）能量最低原理、基态与激发态光谱
①能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
②基态与激发态
原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。
③光谱
光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。
利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
（4）电子云与原子轨道
①电子云
电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。
黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。
②原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
p
纺锤形
③泡利原理和洪特规则
A．泡利原理
条件：
当电子在同一个轨道中排布时；
结论：
1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。
B．洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时；
总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
C．基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：
能量最低原理、泡利原理、洪特规则。
★☆表示原子结构和组成的常见化学用语
1．原子结构示意图
可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如
2．电子式
可表示原子最外层电子数目，如。
3．核素符号
侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如
O
4．电子排布式
（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。
K：
1s22s22p63s23p64s1。
（2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。
[Ar]4s1。
（3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。
因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
Cr：
1s22s22p63s23p63d44s2（×
）
Cr：
1s22s22p63s23p63d54s1（√）
5．电子排布图
用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为：
【例3、4】
典型例题：
（xx年高考广东卷）xx年诺贝尔化学奖得主GerhardErtl对金属Pt表面催化氧化CO反应的模型进行了深入研究。
下列关于
Pt和
Pt的说法正确的是（ ）
A．
Pt和
Pt的核外电子数相同，是同一种核素
B．
Pt的中子数相同，互称为同位素
C．
Pt的质子数相同，互称为同位素
D．
Pt的质量数相同，不能互称为同位素
〖答案〗 C
【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一个氧原子质量的
作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为（）
B．
C．
D．
〖答案〗B
【例3】
（xx年海南高考）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是（ ）
A．最易失去的电子能量最高
B．电离能最小的电子能量最高
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
〖解析〗原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确，B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；
处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；
能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。
【例4】下列各种基态原子的核外电子排布式中，正确的是（）
A．1s22s12p1B．1s22s22p33s1C．1s22s22p63s14s1D．1s22s22p63s23p64s1
〖答案〗 D
第五章物质结构元素周期律
第三课时元素周期律
1、掌握元素周期律的本质、内容。
能根据元素周期确定元素的性质。
2、深入了解“位-构-性”的关系。
1．概念
元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
2．实质
元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
3．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。
4．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数
由1递增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1→+7（O、F除外）
负价由-4→-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（惰性气体除外）
逐渐增大
金属性与
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
非金属性逐渐减弱
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
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
非金属的
气态氢化物
生成由难到易
稳定性由弱到强
生成由易到难
稳定性由强到弱
得失电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
第一电离能
逐渐增大（特例：
Be>
B,N>
O,
Mg>
Al，P>
S）
逐渐减小
电负性
5．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。
（2）元素第一电离能的意义：
元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；
反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
（3）变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如Be>
B，N>
O，Mg>
Al，P>
S。
②同一族从上到下元素的第一电离能变小。
6．电负性
（1）键合电子：
原子中用于形成化学键的电子。
（2）电负性：
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）意义：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。
故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
（4）变化规律
①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。
（5）应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：
非金属的电负性>
1.8;
金属的电负性<
类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：
元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；
元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
7．实例
（1）碱金属
①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系
Li Na K Rb Cs
相似性
结构
原子的最外层都只有1个电子
化学性质
都表现出较强的还原性：
如能够与氧气等非金属单质反应；
能够置换水中的氢等。
反应产物中，碱金属元素的化合价都是+1。
递变性
从Li→Cs，核外电子层数逐渐增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此元素的原子失去电子的能力逐渐增强。
从Li→Cs，元素的金属性逐渐.
①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂
②与水反应置换出水中的氢越来越容易
②单质物理性质的比较
A．碱金属元素的单质一般呈银白色，密度小，熔、沸点低，导电、导热性良好。
B．递变性：
从Li→Cs，碱金属的密度逐渐增大，熔沸点逐渐降低。
C．碱金属元素单质的个性特点：
铯略带金黄色；
密度：
Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；
熔点：
Li大于100℃。
（2）卤素
①原子结构特点
相同点：
最外层都是7个电子。
不同点：
按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
②卤素单质的物理性质递变规律
按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：
颜色逐渐变深；
熔、沸点逐渐升高；
密度逐渐增大。
③卤素单质的化学性质
F2
Cl2
Br2
I2
与H2化合
H2＋X2=2HX
冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定
强光下爆炸化合，生成的HCl稳定
高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定
持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定
与H2O反应
2F2＋2H2O=
=4HF＋O2
Cl2＋H2O=
=HCl＋HClO
与水反应，但较氯气缓慢
与水只起微弱反应
置换反应
Cl2＋2NaBr=
=2NaCl＋Br2
Br2＋2NaI=
=2NaBr＋I2
不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来
结论
★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法
1．根据元素在周期表中的位置
2．根据金属活动性顺序表
金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验
（1）元素金属性强弱的比较
①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：
越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应：
A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：
单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。
④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：
碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。
⑤根据电化学原理：
不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；
在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。
（2）元素非金属性强弱的比较
①根据非金属单质与H2化合的难易程度：
越易化合则其对应元素的非金属性越强。
②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：
越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。
③根据非金属之间的相互置换：
A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：
酸性越强，则元素的非金属性越强。
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：
单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。
【特别提醒】
（1）元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。
如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。
（2）根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如
2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>
（3）用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。
如酸性：
由H2SO4>
H3PO4可判断非金属性：
S>
P；
但酸性H2SO4>
HClO，HCl>
H2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。
★☆微粒半径的大小比较规律
1．同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。
如：
Na>
Al>
Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。
2．同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。
Li<
Na<
K<
Rb;
O<
S<
Se。
3．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。
第三周期中：
Na+>
Mg2+>
Al3+。
4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。
P3->
S2->
Cl-。
5．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。
第ⅠA族中：
Na+<
K+<
Rb+<
Cs+。
6．同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：
第ⅦA族中：
F-<
Cl-<
Br-<
I-。
7．阳离子半径总比相应原子半径小。
Na，Fe2+<
Fe。
8．阴离子半径总比相应原子半径大。
S，Br->
Br。
9．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
Cl->
K+>
Ca2+，Al3+<
Mg2+<
F-。
10．同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。
Fe>
Fe2+>
Fe3+，H->
H>
H+。
【例4】
【例1】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是（）
A．O<
Se<
TeB．C<
N<
FC．P<
FD．K<
Mg<
Al
〖解析〗A选项元素属于同一主族,电负性从上到下依次减小；
B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；
C、D两个选项元素的相对位置如下图所示：
C:
F
D:
Na
Mg
P
S
k
周期表中，右上角元素（惰性元素除外）
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