2009届高三化学一轮复习教案6——基本概念和基本理论：元素周期律和周期表VIP免费

元素周期律和周期表一、备考目标：1、掌握元素周期表的结构、元素周期律2、学会用等量代换原理寻找等电子微粒3、比较各种简单微粒半径的大小.4、理解原子结构与元素周期律和周期表之间的内在联系。二、要点精讲（一）元素周期表的结构：（1）周期：具有相同电子层的一系列元素列为一个周期：周期序数＝原子核外电子层数（2）族：具有相同最外层电子数（主族）或价电子数（副族）的一系列元素称为一族.第一周期(2种)三个短周期第二周期（8种）第三周期（8种）七个周期第四周期（18种）（七个横行）三个长周期第五周期（18种）第六周期（32种）一个不完全周期第七周期（21种）七个主族（ⅠA-ⅦA）十六个族七个副族（ⅠB--ⅦB）（十八个纵行）一个八族（Ⅷ）(含3个纵行)一个零族（稀有气体）主族元素:由长、短周期元素组成的族.主族序数＝最外层电子数＝元素最高正化合价(非金属元素:8－|负化合价|).或(非金属元素:最高正化价+|负化合价|=8零族元素:原子最外层电子已达稳定结构,故稀有气体在通常情况下难以发生化学反应:但与F2可在一定条件下反应，生成如XeF4等化合物，所以其惰性是相对的。副族元素:全部由长周期元素组成的族.副族序数＝价电子数＝最高正化合价价电子:用来参与化学反应的最外层电子以及次外层或倒数第三层的部分电子.（二）性质递变规律:（1）同周期元素递变性:NaMgAl与冷水反应:剧烈缓慢与热水反应:更剧烈明显且溶液呈碱性与H＋(酸溶液)反应:很剧烈剧烈较为缓和Mg(OH)2Al(OH)3元素周期表元素种数与酸(H＋)反应:可溶(Mg(OH)2＋2H＋＝Mg2＋＋2H2O)可溶(Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O)与碱(OH－)反应:不溶可溶(Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O)SiPSCl与H2化合条件高温下，很少部分化合高温加热光照或点燃氢化物稳定性极不稳定不稳定较不稳定稳定最高氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7及其水化物H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸最强的酸(水溶液中)结论:NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强(2)同主族元素递变性:族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAO周期非金属性逐渐增强1金非稀2属金有3性属气4逐性体5渐逐元6增渐素7强金属性逐渐增强增强小结：元素周期表中同周期，则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）价电子数（最外层电子数）由1逐渐增到7相同主要化合价最高正价由+1→+7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减弱非金属性增强金属性增强非金属性减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱酸性增强碱性增强酸性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失电子由大→小得电子由小→大得电子由大→小失电子由小→大AlSiGeAsSbTePoAtBBeFCs(三)构、位、性的相互关系性质位同化学性质同位近化学性质近主族最外层电子数＝最高正价（除O、F）左→右递变性核电荷数和核外电子数决定电子得失能力上→下递变性、相似性原子序数＝质子数＝核电荷数位置主族序数＝最外层电子数结构周期序数＝电子层数(四)判断金属性或非金属性的强弱金属性强弱非金属性强弱最高价氧化物水化物碱性强弱最高价氧化物水化物酸性强弱与水或酸反应，置换出H的易难与H2化合的易难及生成氢化物稳定性活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质(五)比较微粒半径的大小无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下：1.核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如:H+＜H＜H-;Fe＞Fe2+＞Fe3+Na+＜Na;Cl＜Cl-2.电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小．如：(1)与He电子层结构相同的微粒:H-＞Li+＞Be2+(2)与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(3)与Ar电子层结构相同的微粒:S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+3.电子数和核电荷数都不同的微粒：(1)同主族的元素,无论是金属还是非金...