化学必修2 第1章 第一节 元素周期律 讲义全.docx
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化学必修2第1章第一节元素周期律讲义全
第一章第一节元素周期律讲义
【相关知识回顾】
1．元素
定义：
具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称
注意：
①元素是一个是宏观概念，只表示种类，不表示个数，如H2O是由氢元素和氧元素组成的
②划分元素种类的标准是核电荷数（即质子数），不是电子数，也不是中子数
2．元素的分类
说明：
元素中文名称的规律
①金属元素：
有“钅”旁（汞、金除外）
②非金属元素：
A．“石”旁表示固态非金属元素，如碳、硫、磷等
B．“氵”旁表示液态非金属元素，如溴等
C．“气”旁表示气态非金属元素，如氧、氮等
3．原子序数
原子的构成
根据原子的结构和性质，将已知的100多种元素按核电荷数由小到大科学有序地排列起来，按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到了原子序数。
在元素周期表中，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：
原子序数＝原子质子数＝核电荷数＝核外电子数
方法与技巧
原子序数与核电荷数、质子数、核外电子数的关系
（1）原子：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
（2）阳离子：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数＋失电子数
（3）阴离子：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数－得电子数
一元素周期表
1．元素周期表的结构
（1）周期：
（横行）（三长三短一不全）
按原子序数递增的顺序，把电子层数相同的元素自左向右排成的横行称为周期。
元素周期表更有7个横行，一个横行就是一个周期，从上到下依次命名为第一周期、第二周期、……各周期内更多的信息，如下表所示：
从上到
下行数
名称
起止元素
元素种数
原子的
电子层数
同周期内元素原
子序数变化规律
周期序数
类别
1
第一周期
短周期
H－He
2
1
从左到右依次增大
2
第二周期
Li－Ne
8
2
3
第三周期
Na－Ar
8
3
4
第四周期
长周期
K－Kr
18
4
5
第五周期
Rb－Xe
18
5
6
第六周期
Cs－Rn
32
6
7
第七周期
Fr－112号
26（暂时）（32）
7
注意：
①在元素周期表中，共有七个周期，其中第六周期元素种类最多，为32种
②同周期元素，从左到右原子序数依次增大
③各周期含元素种类为（n表示周期序数）：
奇数周期：
（n＋1）2／2偶数周期：
（n＋2）2／2
④周期序数＝该元素原子的电子层数
（2）族：
（纵行）（七主七副Ⅷ和零）
按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素自上而下排成的纵行称为族。
元素周期表共有18个纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余每个纵行各为一个族，所以元素周期表中共被划分为16个族。
各族内的信息，如下表所示：
列数
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
类型
主族
副族
Ⅷ族
副族
主族
/
名称
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ族
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0族
说明：
①元素周期表中含有18个纵行，但只有16个族，每一族含有的元素个数不相同
②主族：
由短周期元素和长周期元素共同构成的族
表示方法：
在族序数后面标一字母“A”，如：
ⅠA、ⅡA、ⅢA、…
③副族：
完全由长周期元素构成的族
表示方法：
在族序数后标一字母“B”，如：
ⅠB、ⅡB、ⅢB、…
④各族的特殊名称：
★0族：
0族元素又称稀有气体元素。
因最外层电子数为8（氦为2）性质非常不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，其化合价为0，故此得名。
0族元素的原子序数依次为：
He－2、Ne－10、Ar－18、Kr－36、Xe－54、Rn－86
★ⅠA族——碱金属元素（氢除外）；
★ⅦA族——卤族元素；
★第Ⅷ族——第8、9、10三个纵行；
★镧系、锕系——第ⅢB族，各有15种元素。
为使周期表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期放在同一格里，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方
★过渡元素——所有的副族元素和Ⅷ族（ⅢB－ⅡB共10列），由于这些元素都是金属元素，所以又称过渡金属
⑤在元素周期表中，第ⅢB族的元素种类最多，为32种
⑥对于主族元素，有：
主族的族序数＝最外层电子数＝最高正价数（F、O除外）
【小结】元素周期表结构的记忆方法
横行叫周期，现有一至七；三四分长短，第七尚不全
竖行称作族，总共十六族；一八依次现，一零再一遍；Ⅷ族最特殊，三行是一族
二三分主副，先主后副族；镧、锕各十五，均属ⅢB族
位、构、性一体，相互可推断
【总结】元素周期表的结构
方法与技巧
1．周期表中同周期及同主族相邻元素原子序数的关系
（1）同周期相邻主族元素原子序数差
①非第ⅡA族和第ⅢA族：
相邻原子序数差为1
②第ⅡA族和第ⅢA族：
从第二周期到第七周期差分别为：
1、1、11、11、25、25
（2）同主族及0族上下相邻元素原子序数差
周期（元素种类）
ⅡA
序数
过渡元素
ⅥA
序数
二（8）
4Be
8
8
18
18
32
8O
8
18
18
32
32
三（8）
12Mg
16S
四（18）
20Ca
34Se
五（18）
38Sr
52Te
六（32）
56Ba
84Po
七（32）
88Ra
112?
①若为ⅠA族、ⅡA族元素：
相差上一周期所含元素种类
②若为ⅢA族～ⅦA族、0族元素：
相差下一周期所含元素种类
2．由原子序数推断元素在周期表中的位置
（1）简单原子根据原子的电子层结构判断
原子序数较小时，可凭记忆和经验由原子序数确定元素所在位置
①周期数＝电子层数
②最外层电子数＝主族的族序数＝最高正价数（F、O除外）
如：
为第三周期第ⅥA族
（2）根据“0族参数法”确定元素位置
①周期数＝电子层数
②最外层电子数＝主族的族序数＝最高正价数
③紧记稀有气体的原子序数（He－2、Ne－10、Ar－18、Kr－36、Xe－54、Rn－86）
④若比相邻稀有气体元素原子序数多1或2个电子，则该元素处于下一周期的ⅠA族或ⅡA族，如88号元素在第七周期，第ⅡA主族
⑤若比相邻稀有气体元素原子序数少1－5个电子时，则应处在同周期的ⅢA族～ⅦA族，如84号元素在第六周期，第ⅥA主族
3．周期表中特殊位置的元素
（1）最高正化合价不等于族序数的元素：
O、F
（2）族序数等于周期数的元素：
H、Be、Al
（3）族序数等于周期数2倍的元素：
C、S（4）周期数等于族序数2倍的元素：
Li
（5）族序数等于周期数3倍的元素：
O（6）最高正价与最低负价代数和为0的元素：
C、Si
（7）最高正价等于最低负价绝对值3倍的元素：
S（8）同主族的两元素，原子序数为2倍关系的元素：
S、O
二元素的性质与原子结构
（一）碱金属元素
1．应用元素周期表探究碱金属元素原子结构的递变规律
元素
名称
元素
符号
核电
荷数
原子结构示意图
最外层
电子数
电子层数
原子半径（nm）
性质预测
碱
金
属
元
素
锂
Li
3
1
2
0.152
①原子易失去1个电子达到最外层电子数为8（Li是2）的稳定结构。
最高正价是＋1，其氧化物对应的水化物的化学式是ROH，碱性强
②随着原子序数的增加，原子得电子的能力逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，ROH的碱性逐渐增强
钠
Na
11
1
3
0.186
钾
K
19
1
4
0.227
铷
Rb
37
1
5
0.248
铯
Cs
55
1
6
0.265
【结论】碱金属元素随原子核电荷数的增加，原子电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，但最外层电子数恒为1，易失去电子，显＋1价
注意：
ⅠA族中的金属元素称为碱金属元素，当中不包括氢元素
2．应用实验法探究碱金属的金属性强弱的规律
实验步骤
①如图所示，取一干燥的坩埚加热。
垫在干燥的玻璃片上切取像黄豆粒大小的一小块钾，用滤纸吸干表面的煤油后迅速投入到热坩埚中，立即观察现象。
回忆钠与氧气的反应，进行对比
②如图所示，在培养皿中放入一些水，垫在干燥的玻璃片上切取像黄豆粒大小的一小块钾，用滤纸吸干表面的煤油后迅速投入到培养皿中，观察现象。
回忆钠与水的反应，进行对比
实验现象
①钾迅速燃烧并产生紫色的火焰。
在加热的条件下，钠也能在空气中燃烧并产生黄色的火焰，但钾比钠更容易燃烧
②钾浮在水面上，熔成闪亮的球，钾球四处游动，不时地产生轻微的爆炸声，很快就消失了。
在常温下钠也能与水快速反应，但钾比钠更容易与水反应
实验结论
钾比钠更容易与氧气化合，钾比钠更容易跟水反应，钾比钠金属性更强
钾与水反应钠与水反应
3．推断碱金属的化学性质
（1）碱金属与氧气的反应
①锂跟氧气在加热的条件下反应生成氧化锂：
4Li＋O2
2Li2O
②钠跟氧气在常温下反应生成氧化钠；加热条件下，生成过氧化钠：
4Na＋O2===2Na2O（缓慢氧化）2Na＋O2
Na2O2
③钾、铷跟氧气反应生成更复杂的的氧化物
（2）碱金属与水的反应
①钠与水的反应：
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
②钾与水的反应：
2K＋2H2O===2KOH＋H2↑
说明：
碱金属单质跟水反应可用通式表示（用R代表碱金属）为：
2R＋2H2O===2ROH＋H2↑
【小结】碱金属元素的化学性质
元素
Li
Na
K
Rb
Cs
相似性
均能与O2和H2O反应，表现出强的还原性
递变性
与O2反应
Li2O
Na2O
Na2O2
K2O
K2O2
KO2
复杂
更复杂
与H2O反应
较慢
剧烈
剧烈并燃烧
爆炸
爆炸
结论
从Li到Cs金属性逐渐增强
4．碱金属元素性质与原子结构的关系
①原子结构决定元素的性质：
碱金属原子的最外层上都只有1个电子，该电子容易失去，所以，碱金属元素的金属性都很强，在化合物里的化合价都是＋1价
②在Li、Na、K、Rb、Cs中，随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失电子的能力逐渐增强，所以碱金属的金属性按Cs＞Rb＞K＞Na＞Li的规律递变。
从处于周期表的位置来看，同主族内金属元素的金属性自上而下逐渐增强
方法与技巧
元素金属性强弱的判断方法
（1）单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度
（2）元素最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱
（3）金属活动性顺序表
LiNaKRbCs
相
似
性
颜色
均为银白色（Cs略带金属光泽）
硬度
柔软
密度
较小
熔沸点
较低
导电导热性
强
递变性
密度变化
逐渐增大（K特殊）
熔沸点变化
单质的熔沸点逐渐降低
（4）置换反应
5．碱金属单质物理性质的相似性和递变规律
物质
名称
颜色和状态
密度
（g/cm3）
熔点
（℃）
沸点
（℃）
锂
银白色，柔软
0.534
180.5
1347
钠
银白色，柔软
0.97
97.81
882.9
钾
银白色，柔软
0.86
63.65
774
铷
银白色，柔软
1.532
38.89
688
铯
略带金属光泽，柔软
1.879
28.40
678.4
【结论】碱金属单质具有硬度小、密度小、熔点低、沸点低的特点，随核电荷数的增加，单质熔沸点逐渐降低
（二）卤族元素
结合卤素的原子结构推测F、Cl、Br、I在化学性质上表现出的相似性和递变性
1．
卤族的原子结构
FClBrI
（1）相似性：
最外层均有7个电子，易得到一个电子，显示出强的氧化性
（2）递变性：
从F到At，核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，氧化性逐渐减弱
2．卤素单质的物理性质
元素名称
元素符号
核电荷数
单质
颜色和状态
密度
熔点/℃
沸点/℃
氟
F
9
F2
淡绿色的气体
1.69g/L
－219.6
－188.1
氯
Cl
17
Cl2
黄绿色气体
3.124g/L
－101
－34.6
溴
Br
35
Br2
深红棕色液体
3.119g/cm3
－7.2
58.78
碘
I
53
I2
紫黑色固体
4.93g/cm3
113.5
184.4
【结论】各卤族元素的单质，随着元素原子核电荷数的增加，颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高
注意：
①单质溴是唯一在常温常压下呈液态的非金属单质
②碘单质易升华，在常压下稍一加热就由固态直接转化为蒸气
3．卤族元素单质的化学性质
卤族元素单质结构上的相似性（最外层7个电子）决定其性质上的相似性（如氯气的性质）
（1）卤素单质与氢气的反应
名称
反应条件
化学方程式
生成氢化物的稳定性
F2
冷暗处爆炸
H2＋F2===2HF
HF非常稳定
Cl2
光照或点燃
H2＋Cl2
2HCl
HCl很稳定
Br2
高温
H2＋Br2
2HBr
HBr比较稳定
I2
高温、持续加热
H2＋I2
2HI
HI很不稳定
【结论】卤素单质与H2的反应，可用通式表示为：
H2＋X2===2HX（X为F、Cl、Br、I），从F2到I2，卤素单质与H2化合的难度逐渐增大，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，元素的非金属性从F到I逐渐减弱
（2）卤素单质间的置换反应
实验
现象
离子方程式
饱和氯水与NaBr溶液，加CCl4振荡
CCl4层为橙色
Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2
饱和氯水与KI溶液，加CCl4振荡
CCl4层为紫色
Cl2＋2I－===2Cl－＋I2
溴水与KI溶液，加CCl4振荡
CCl4层为紫色
Br2＋2I－===2Br－＋I2
Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2
Cl2＋2KI===2KCl＋I2Cl2＋2I－===2Cl－＋I2
Br2＋2KI===2KBr＋I2Br2＋2I－===2Br－＋I2
【结论】卤素单质的氧化性：
Cl2＞Br2＞I2
说明：
①一般地，较活泼的非金属单质能将较不活泼的非金属元素的阴离子从其盐溶液中置换出来，实验室中可利用这样的化学反应比较非金属元素的非金属性，但特殊地，F2不能置换出溶液中的氯、溴、碘离子
②氯、溴、碘在不同溶剂中的颜色
物质
颜色
水溶液
CCl4溶液
Cl2
黄绿色
黄绿色
Br2
橙黄色
橙红色
I2
褐色
紫红色
（3）卤素单质与水的反应
2F2＋2H2O===4HF＋O2（特例）
Cl2＋H2O===HCl＋HClO
Br2＋H2O===HBr＋HBrO
I2＋H2O===HI＋HIO
【结论】从F2到I2，卤素单质与水的反应越来越难以发生
说明：
卤素单质与水反应的通式为：
X2＋H2O===HX＋HXO（X为Cl、Br、I）
（4）卤素离子的检验方法
在通常情况下，AgCl是白色固体、AgBr是淡黄色固体、AgI是黄色固体，这些固体都不溶于水，也不溶于酸。
根据这些物质的性质，实验室里可利用AgNO3溶液和稀HNO3作试剂，检验溶液里的Cl－、Br－、I－等卤素离子
方法与技巧
元素非金属性强弱的判断方法
（1）单质与氢气生成气态氢化物的难易程度
（2）单质与氢气形成氢化物的稳定性强弱
（3）置换反应
4．卤族元素性质与原子结构的关系
①原子结构决定元素的性质：
卤族元素原子的最外层上都只有7个电子，该电子层上很容易得到1个电子，所以卤族元素的非金属性都很强
②在F、Cl、Br、I中，随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子的能力逐渐减弱。
所以卤族元素的非金属性按F＞Cl＞Br＞I的规律递变。
从处于周期表的位置来看，同主族内非金属元素的非金属性自上而下逐渐减弱
【小结】通过对碱金属元素和卤族元素性质的探究，同一主族性质的递变规律可概括为：
1．同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性
2．同一主族元素从上到下，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
3．原子的结构决定元素的性质，当中主要取决于原子最外层电子数
三核素
【相关知识回顾】
相对原子质量≈质子数＋中子数
1．质量数
（1）定义：
将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数。
其中，质子数、中子数、质量数的符号分别为Z、N、A，则对于某一个原子，有：
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
说明：
原子的质量数近似等于原子的相对原子质量
（2）原子符号
对于质子数为Z、质量数为A的原子，通常用如图所示符号表示：
X表示一个质量数为A，质子数为Z的原子。
如
C表示的是C元素中质量数为12、质子数为6、中子数为6的原子；
O表示是O元素中质量数为16、质子数为8、中子数为8的原子
【小结】构成原子的各种微粒的关系
2．核素
（1）定义：
具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子叫做核素
（2）核素与元素的关系
核素是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子，元素是具有相同质子数（核电荷数）的同一类核素（原子）的总称。
在现已知的110多种元素中，大多数的元素都包括两种或多种不同的核素，少数的元素只有一种核素，如下表：
元素
氢（H）
氧（O）
碳（C）
氯（Cl）
铀（U）
核素
H（H）
H（D）
H（T）
O
O
O
C
C
C
Cl
Cl
U
U
U
注意：
H的原子核内不含有中子
3．同位素
（1）定义：
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互为同位素
（2）同位素与核素的关系
核素是具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子，由于在110多种元素里大多数都有两种或多种核素，所以核素有数百种。
同位素是质子数相同而中子数不同的同一种元素的里不同种核素之间的互称，如
H（H/氕）、
H（D/氘）、
H（T/氚）互称为氢的同位素
（3）同位素与元素的关系：
同位素属于同一种元素，一种元素有几种核素就有几种同位素
（3）同位素之间的性质关系：
同位素的化学性质基本相同，物理性质有一定的差别
（4）同位素的应用
同位素研究的成果，使化学科学与技术的应用又有了很大的发展。
有关同位素的技术可用于开发核能、考古断代、植物育种、治理污染、食物保鲜、医学检测与疾病治疗、物质发生化学反应机理的研究、物理量的制定等很多方面
【小结】元素核素同位素定义及相互关系
定义
中心词
实例
元素
具有相同质子数的
同一类原子的总称
一类原子
H
核素
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子
一种原子
H
同位素
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素
同一元素的不同核素的相互称谓
H、
H（D）、
H（T）
元素核素同位素之间的关系
①同种元素，可能有若干种不同的核素
②同一种元素的不同同位素原子，其中子数不同，质量数不同，但属于同种元素
③同位素属于同种元素，一种元素有几种核素就有几种同位素
④同位素形成的单质或化合物的化学性质基本相同，物理性质则有一定的差别
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