北京版2021高考化学一轮复习专题八元素周期律和元素周期表课件 25页

考点清单 考点一　元素周期律及其应用 考点基础 1. 原子序数 : 按元素在周期表中的顺序给元素编号 , 得到原子序数。原子序 数 = 核电荷数 = 质子数 = 原子的核外电子数。 2. 元素周期律 (1) 内容 : 元素的性质 随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 (2) 具体表现 a.随着原子序数的递增,元素的原子最外层电子排布呈现由1→8的周期性 变化(第一周期元素除外)。 b.随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现① 　由大→小     的周期性变 化(稀有气体元素除外)。 c.随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现最高正价② 　由+1→+7     (O、F除外)、最低负价③ 　由-4→-1     的周期性变化,且同一元素(主族元 素)化合价有如下关系:最高正价+最低负价的绝对值=④ 　8     (H、O、F 除外)。 3.实质 原子核外电子排布呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。 考点二　元素周期表及其应用 考点基础 (一)元素周期表的结构(7个周期,16个族)     内　　容 同周期元素(左→右) 同主族元素(上→下) 电子层数 相同 增多 最外层电子数 增多 相同 原子半径 逐渐① 　减小     逐渐增大 元素的主要化合价 最高正价由+1→+7(ⅠA族→Ⅶ A族)(氧、氟除外) 最高正价=族序数(氧、氟除外) 金属性与非金属性 金属性减弱非金属性增强 金属性增强非金属性减弱 单质还原性与氧化性 还原性减弱氧化性增强 还原性增强氧化性减弱 (二)元素在周期表中的位置与结构、性质之间的重要规律 1.元素周期表中主族元素性质的递变规律 非金属元素气态氢化物的生成及稳定性 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 原子得、失电子能力 失:强→弱 得:弱→强 得:强→弱 失:弱→强 2.铝、硅的特性 铝、硅作为元素周期表中② 　金属     元素与③ 　非金属      元素分界线两 侧的元素,其性质具有一定的特殊性。 (1)铝 铝是一种常见的金属,具有金属的通性,在常温下,铝遇浓硫酸、浓硝酸会 发生钝化,铝还能与强碱溶液反应(2Al+2NaOH+2H 2 O   2NaAlO 2 +3H 2 ↑)。铝的用途很广泛,能生产许多铝合金,又因为铝具有很强的还原性,工 业上经常用它来冶炼一些难于冶炼的金属,如:2Al+Cr 2 O 3   2Cr+Al 2 O 3 。 氧化铝和氢氧化铝都具有④ 　两性      ,既能与酸溶液反应,又能与强碱溶液 反应,如:     (2)硅 ①硅是一种典型的具有一定金属性的非金属元素 硅元素在自然界全部以化合态形式存在。 晶体硅的熔、沸点高,硬度大。 常温下,硅能与F 2 、HF、NaOH反应;加热时可与O 2 、Cl 2 等非金属单质反应。 硅与烧碱溶液发生反应的化学方程式为⑤ 　Si+2NaOH+H 2 O   Na 2 SiO 3 +2H 2 ↑     。 硅与O 2 反应的化学方程式为Si+O 2   SiO 2 。 晶体硅主要用于制作半导体元件、太阳能电池、计算机芯片。 ②工业上生产硅的原理 制粗硅:SiO 2 +2C   Si+2CO↑ 粗硅的提纯:Si+2Cl 2   SiCl 4 、SiCl 4 +2H 2   Si+4HCl ③二氧化硅 SiO 2   3.由元素周期表归纳电子排布规律 (1)最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。 (2)最外层电子数小于3的可能是ⅠA族、ⅡA族元素,也可能是副族元素、 第Ⅷ族元素或零族元素氦。 (3)某元素原子的最外层电子数比次外层电子数多,则该元素一定位于第二 周期。 (4)某元素阴离子的最外层电子数与次外层相同,则该元素位于第三周期。 (5)电子层结构相同的离子,若电性相同,则对应的元素位于同周期;若电性 不同,则阳离子对应的元素位于阴离子对应的元素的下一周期。 4.由元素周期表归纳元素化合价的变化规律 (1)主族元素的最高正价等于主族序数,等于主族元素原子的最外层电子数 (氧、氟除外)。 (2) 最高正价与最低负价的绝对值之和为8,绝对值之差为0、2、4、6的主 族元素依次位于ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。 (3)非金属元素的相邻正价一般相差2,如氯元素正化合价有+7、+5、+3、 +1;某些金属元素也符合此规律,如锡元素正化合价有+4、+2。 (三)元素周期表的应用 1.预测元素的性质:常见题目是给出一种不常见的主族元素,推测该元素及 其单质或化合物所具有的性质。   2.启发人们在一定区域内寻找某些物质(农药、半导体、催化剂等)。 重点突破 微粒半径大小的比较 1.微粒半径大小的比较规律 2.“三看”法快速判断简单粒子半径大小 一看 电子层数: 最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。 二看 核电荷数: 当电子层结构相同时,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。 知识拓展 一、原子序数与元素在周期表中位置的关系 1.由原子序数确定主族元素位置的规律 只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—3 6、Xe—54、Rn—86),就可确定主族元素的位置。 (1)若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2,则应处在下一周期的第Ⅰ A族或第ⅡA族,如88号元素:88-86=2,则应在第七周期第ⅡA族; (2)若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5,则应处在同周期的第ⅦA 族~第ⅢA族,如84号元素应在第六周期第ⅥA族; (3)若预测新元素,可与118号元素比较,按上述方法推测,如114号元素应在 第七周期第ⅣA族。 2.相邻周期的同族元素原子序数之间的关系 (1)第二、三周期的同族元素原子序数之差为8; (2)第三、四周期的同族元素原子序数之差,第ⅠA族、第ⅡA族为8,其他 族为18; (3)第四、五周期的同族元素原子序数之差为18; (4)第五、六周期的同族元素原子序数之差,镧系之前为18,镧系之后为32; (5)第六、七周期的同族元素原子序数之差为32。 3.同周期主族元素原子序数差的关系 (1)短周期元素原子序数差=族序数差; (2)①两元素分布在过渡元素的同侧时,原子序数差=族序数差。②两元素 分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10, 第六或第七周期元素原子序数差=族序数差+24。 二、元素周期表的几个隐含规律 1.递变性规律(“三角”规律) 若A、B、C三元素在周期表中的位置如图所示,则有下列规律: (1)原子半径:C>A>B。 (2)金属性:C>A>B。 (3)非金属性:B>A>C。 2.相似性规律 (1)同主族元素性质相似,如A、C。 (2)在周期表中处于“对角线”的元素性质相似,如图中A、D位置的元素 性质相似,如Li和Mg、Be和Al等。 (3)同周期相邻元素性质差别不大。 3.元素性质与周期数、族序数的变化规律 (1)一般地,主族序数-2=本主族非金属元素的种类数(第ⅠA族除外)。 (2)若主族元素所处的周期数为 m ,族序数为 n ,则: a.   <1时,为金属元素,   越小,金属性越强。 b.   >1时,为非金属元素,   越大,非金属性越强。 c.   =1时,为位于周期表中金属与非金属交界处的金属元素,其最高价氧化 物及其水化物常显两性;或为氢元素。 即在元素周期表中,越靠近左下角的元素,其金属性越强;越靠近右上角的 元素(不包括0族元素),其非金属性越强。其中铯为最活泼的金属元素(钫 为放射性元素,常不予比较),氟为最活泼的非金属元素。目前元素周期表 中,金属元素约占   ,非金属元素(包括0族元素)约占   。 方法技巧 方法 1      元素金属性、非金属性强弱的比较 1. 比较元素金属性强弱的方法 (1) 金属与水 ( 或非氧化性酸 ) 的反应越容易 , 其对应元素的金属性越强。 (2) 最高价氧化物对应水化物的碱性越强 , 则对应金属元素的金属性越强。 (3) 在金属活动性顺序中 , 金属的位置越靠前 , 其金属性越强。 (4) 同一周期 , 金属元素越靠前 , 其金属性越强 ; 同一主族 , 金属元素越靠下 , 其金属性越强。 (5)金属与盐溶液的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A 元素的金属性强于B元素。 (6)一般金属阳离子的氧化性越强,则对应金属元素的金属性越弱。(注:氧 化性Fe 3+ >Cu 2+ >Fe 2+ ,金属性Fe>Cu) (7)电化学原理:不同金属形成原电池时,通常负极金属的金属性强;在电解 池的阴极上,通常先析出的金属的金属性弱。 2.比较元素非金属性强弱的方法 (1)非金属单质与H 2 越易化合,则其对应元素的非金属性越强。 (2)形成的氢化物越稳定,则其对应元素的非金属性越强。 (3)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,其对应元素的非金属性越强。 (4)同一周期(稀有气体元素除外),非金属元素越靠右,其非金属性越强;同 一主族,非金属元素越靠上,其非金属性越强。 (5)非金属之间的置换反应,若A元素的单质能置换出B元素的单质,则A元 素的非金属性强于B元素。 方法2      元素“位—构—性”的关系及应用 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在 周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可 相互推断。   1.结构与位置的互推 (1)掌握三个基本关系式 ①质子数=原子序数 ②电子层数=周期数 ③原子的最外层电子数=主族序数 (2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律 ①各周期所能容纳元素种数 ②稀有气体的原子序数及在周期表中的位置 (3)根据原子序数确定主族元素在周期表中的位置 按照原子核外电子排布规律画出原子结构示意图,然后由电子层数和最外 层电子数确定其周期序数和主族序数,如84号元素的原子结构示意图为   ,该元素位于第六周期ⅥA族。 2.性质与位置的互推 (1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、 B、C的金属性逐渐增强,则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序 从左向右排列。 (2)根据元素在周期表中的位置关系,可以推断元素的性质,如A、B、C三 种元素在同一主族中从上往下排列,则A、B、C的单质的氧化性依次减弱 或还原性依次增强。 3.结构和性质的互推 (1)通常若元素原子的最外层电子数小于4,则容易失电子,表现金属性;若元 素原子的最外层电子数大于4,则容易得电子,表现非金属性。 (2)同主族元素最外层电子数相同,性质相似。 例    (2018北京丰台一模,7)已知 34 Se、 35 Br位于同一周期,根据元素在周期 表中的位置,下列说法正确的是   (　　) A.还原性:Cl - >Br - B.酸性:H 2 SeO 4 >HBrO 4 >HClO 4 C.原子半径:Cl>Br>Se D.气态氢化物的稳定性:H 2 S>H 2 Se 解题导引　根据 34 Se 、 35 Br 的原子序数确定两元素在周期表中的位置 , 然后 运用元素周期律知识解答此题。 解析　 A 项 , 溴单质的氧化性弱于氯气 , 则对应离子的还原性 :Cl -
Br>Se,则最高价氧化物对应水化物的酸性:HClO 4 >HBrO 4 >H 2 SeO 4 ;C项,Br、Se比Cl多1个电子层,所以Cl的原子半径最小,Br、Se的原子 核外电子层数相同,Br的原子序数大于Se,所以原子半径:Se>Br>Cl;D项,非 金属性:S>Se,则气态氢化物的稳定性:H 2 S>H 2 Se。 答案    D