课时29 元素周期律----教师版

课时29 元素周期律
考点导学
一、元素周期表及应用
1、元素周期表的结构
1）等量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数
2）周期和族
注：1）每个周期含元素个数2 、8、8、18、18、32、32
2）族的分类：元素周期表中，我们把18个纵行共分为个族，其中个主族，个副族，一个族，一个族。

3）主族：族序数后标A，如：ⅠA、ⅡA，副族：用B表示，如：ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第Ⅷ族：第8、9、10 三个纵行，零族：第18纵行，即稀有气体元素。

4）主族序数与最外层电子数的关系：
5）族的别称：ⅠA称为元素ⅦA称为元素零族称为元素
2、元素周期表的应用
1）预测新元素、推测元素的性质。

2）启发人们在一定区域内寻找新物质。

（如半导体、催化剂、农药等物质）
在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗等；
在氟、氯、硫、磷等位置靠近的区域能找到制造农药的材料，如含砷、磷的有机农药；
在过渡元素中寻找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

3）根据原子序数来推断元素在周期表中的位置（如何推断？）
根据零族元素为基准，给元素定位
He Ne Ar Kr Xe Rn
序数2 10 18 36 54 86 118
周期一二三四五六七
a.Z X>Z0Z X-Z0=元素的纵行数，Z X周期数= Z0+1
b.Z X<Z0Z0- Z X =18-该元素的列数，Z X周期数= Z0
例：113号元素的位置七IIIA
4）元素周期表中原子序数递变规律
二→ 三→ 四→ 五→ 六→ 七
IA、IIA +8 +8 +18 +18 +32
其他族+8 +18 +18 +32 +32
【例】X、Y均为短周期元素，二者可组成化合物X2Y3，若已知Y的原子序数为m,则X的原子序数不可能是（）
A m＋5
B m－11
C m＋6
D m－3
5）同周期主族元素原子序数差的关系
a.短周期元素：原子序数差=族序数差
b.两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差=族序数差；
两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期，原子序数差=族序数差+10
两元素分布在过渡元素两侧时，第六或第七周期，原子序数差=族序数差+24
二、元素的性质和原子结构
1、碱金属物理性质的相似性和递变性：
1）相似性：银白色固体（Cs除外）、硬度小（柔软）、密度较小（轻金属）、熔点低、易导热导电、有展性。

2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低。

2．碱金属化学性质的相似性和递变性：
（1）相似性：与O2、与H2O反应
△△△
①与O2：4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O22K＋O2K2O2
②与H2O：2 Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝2KOH + H2↑（比钠与水剧烈）
2R + 2 H2O ＝2 ROH + H2 ↑ 产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

（2）递变性：从上到下（从Li到Cs）：金属性增强，单质与水、与酸、与氧气反应的剧烈程度增强；其元素的最高价氧化物的水化物的碱性增强。

3.递变规律的解释
从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多
原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强
所以从上到下金属性逐渐增强。

4、金属性强弱的判断：
①单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强；
②单质的还原性越强，离子的氧化性越弱，金属性越强；
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强；
5
递变性：①卤素单质的颜色逐渐加深；②密度逐渐增大；③单质的熔、沸点升高
6．卤素单质化学性质的递变性
（1）与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HX
【规律】从上到下：
卤素单质与H2的剧烈程度：依次减弱；生成的氢化物的稳定性：依次减弱（2）与水反应(F2特殊)：
2F2＋2H2O === 4HF ＋O2
X2 (Cl2、Br2、I2) ＋H2O === HX ＋HXO
F 2 Cl 2 Br 2 I 2
与水反应的剧烈程度
(减弱)
（3）卤素单质间的置换反应 【规律】从上到下：
①单质的氧化性：依次 减弱 ,
②而阴离子的还原性：依次 增强 。

③活泼非金属能把比它不活泼的非金属从溶液中置换出来
7.递变规律的解释及应用
从上到下（从F 到I ），随着核电核数的增加 ，原子的电子层数逐渐 增多 ，原子半径 逐渐 增大 ，核对最外层电子的引力逐渐 减弱 ，原子得到电子的能力 减弱，所以从上到下非金属性逐渐 减弱 。

8、非金属强弱的判断：
①与H 2化合生成气态氢化物越 容易 ，其气态氢化物越 稳定 ，非金属性越强； ②单质的氧化性越 强 ，阴离子的还原性越 弱 ，非金属性越强； ③最高价氧化物对应水化物的酸性越 强 ，非金属性越强；
④单质与盐溶液的置换反应（盐中的阴离子被氧化），活动性 强 的非金属置换活动性 弱 的非金属。

三、元素周期率及应用
1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 实质：原子结构（原子核外电子排布）的周期性变化。

2、核外电子排布的周期性变化
随着原子序数增大，最外层电子数重复着1—8的周期性变化
3、元素原子半径的周期性变化
随着原子序数的递增：元素原子半径：由大------ 小、大-------- 小，呈现周期性变化。

注：微粒半径的大小比较
①周期从左向右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外），同主族从上向下，原子半径逐渐增大；
②同元素形成的阴离子半径大于其原子半径；同种元素形成的阳离子半径小于其原子半径。

③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加半径逐渐减小。

４、元素的主要化合价呈现周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素主要化合价也呈现周期性变化。

5.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化
【实验探究】第三周期元素性质的比较
【实验1】Mg、Al与稀盐酸反应的比较：取一小段镁带和一小片铝片，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，各加入2mL 1mol·L－1的盐酸。

【实验2】Mg、Al和水的反应的比较：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

过
讨论①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难
②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难
③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：
碱性：NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3
※规律：金属性Na Mg Al （减弱）
【资料】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较
规律：第三周期元素：Na Mg Al Si P S Cl，
（从左到右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

对其它周期元素性质进行研究，也可得到类似的结论。

【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

四、元素周期表中的相似规律
位于对角线位置的元素性质相似，例如Li和Mg、Be和Al 、B和Si。