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第五章《物质结构、元素周期律》 期末复习讲义(二) 一、复习要求 1.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。 2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质(如：原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系;以ⅠA和ⅡA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 二、知识结构 3.元素周期表的结构 元素周期表的结构位置与结构的关系 周 期周期序数元素的种数1.周期序数=原子核外电子层数 2.对同主族(nA族)元素 若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。 短 周 期第一周期2 第二周期8 第三周期8 长 周 期第四周期18 第五周期18 第六周期32 第七周期不完全周期 族主 族ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。最外层电子数 主族序数 价电子数 零 族最外层电子数均为8个(He为2个除外) 副 族 ⅠB族 ⅡB族 ⅢB族 ⅣB族 ⅤB族 ⅥB族 ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数(第ⅠB族、ⅡB族除外) 最外层电子数只有1～7个。 第Ⅷ族有三列元素 4.元素周期律 涵 义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 实 质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。 核外电 子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。 原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 主 要 化 合 价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系： 最高正价数=最外层电子数 元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。 5.简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa>rMg>rAl>rSi>rp>rs>rCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLi 离 子 半 径1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子. 例：rCl->rCl，rFe>rFe2+>rFe3+ 2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小. 例：rO2->rF->rNa+>rMg2+>rAl3+ 3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：rLi+ 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+>rNa+>rMg2+ 6.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金 属 性 比 较本质原子越易失电子，金属性越强。 判 断 依 据1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5.若xn++y x+ym+ 则y比x金属性强。 非 金 属 性 比 较本质原子越易得电子，非金属性越强。 判 断 方 法1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4.An-+B Bm-+A 则B比A非金属性强。 7.同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期(左 右)同主族(上 下) 原子结构核电荷数逐渐增大增大 电子层数相同增多 原子半径逐渐减小逐渐增大 化合价最高正价由+1 +7负价数=8-族序数最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数 元素的金属性和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。 单质的氧化性和还原性氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。 气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。 8.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。 (责任编辑：admin) |