周期律

周期律 讲义

【例1】(2008年高考广东卷)2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化氧化202198

CO反应的模型进行了深入研究。下列关于78 Pt和78 Pt的说法正确的是( )

202198

A． Pt和 Pt的核外电子数相同，是同一种核素

7878202198

B．78 Pt和78 Pt的中子数相同，互称为同位素 202198

C．78 Pt和78 Pt的质子数相同，互称为同位素 202198

D． Pt和 Pt的质量数相同，不能互称为同位素

7878〖答案〗 C

【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一1

个氧原子质量的 作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为 （）

16

32b32b16b8bA． B． C． D．

a-b b-a b-a b-a〖答案〗 B

【例3】(2008年海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )

A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高

C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量最低

〖解析〗原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确，B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。 〖答案〗 C

【例4】下列各种基态原子的核外电子排布式中，正确的是 ( )

A．1s22s12p1 B．1s22s22p33s1 C．1s22s22p63s14s1 D．1s22s22p63s23p64s1 〖答案〗 D

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第五章 物质结构 元素周期律

第三课时 元素周期律

复习目标：

1、掌握元素周期律的本质、内容。能根据元素周期确定元素的性质。 2、深入了解“位-构-性”的关系。

基础知识：

1．概念

元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 2．实质

元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。 3．对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。

4．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律

项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性与 非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 非金属的 气态氢化物 得失电子能力 同周期（从左到右） 由1递增到7 最高正价由+1→+7（O、F除外） 负价由-4→-1 逐渐减小（惰性气体除外） 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 生成由难到易 稳定性由弱到强 得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱 逐渐增大（特例：Be>B,N>O, Mg>Al，P>S） 逐渐增大 逐渐减小 逐渐增大 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 生成由易到难 稳定性由强到弱 得电子能力逐渐减弱 失电子能力逐渐增强 逐渐减小 同主族（从上到下） 相同 最高正价相同 第一电离能 电负性 5．电离能

（1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易

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程度。

第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 （3）变化规律：

①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。

②同一族从上到下元素的第一电离能变小。 6．电负性

（1）键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。

（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。 （4）变化规律

①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。 ②同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。 （5）应用

①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8;金属的电负性<1.8;类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。

②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

【例1、2】

7．实例 （1）碱金属

①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系 元素 结构 相似性 化学性质 Li Na K Rb Cs 原子的最外层都只有 1个电子 都表现出较强的 还原 性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。 从Li→Cs，核外电子层数逐渐 增多，原子半径依次 增大 ，原子核对最外层电子的吸引力逐渐 减小 ，因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。 从Li→Cs，元素的金属性逐渐 . 化学性质 ①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂 ②与水反应置换出水中的氢越来越容易 ②单质物理性质的比较

A．碱金属元素的单质一般呈 银白 色，密度 小 ，熔、沸点 低，导电、导热性 良好 。

B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐 增大 ，熔沸点逐渐 降低 。

结构 递变性

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C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：Li大于100 ℃。

（2）卤素

①原子结构特点

相同点：最外层都是 7 个电子。

不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。 ②卤素单质的物理性质递变规律

按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高 ；密度逐渐 增大。 ③卤素单质的化学性质 与H2化合 H2X2=2HX ＋F2 生成的HF很稳定 Cl2 合，生成的HCl稳定 Cl2＋H2O= =HClHClO Cl2＋2NaBr= =2NaCl＋Br2 结论 Br2＋2NaI= =2NaBr＋I2 不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来 ＋与水反应，但较氯气缓慢 Br2 高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定 I2 持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定 与水只起微弱反应 冷暗处爆炸化合，强光下爆炸化与H2O反应 2F2＋2H2O= =4HF＋O2 置换反应 非金属性逐渐减弱 ★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法 1．根据元素在周期表中的位置

2．根据金属活动性顺序表

金属的位置越靠前，其金属性越强。 3．根据实验

(1)元素金属性强弱的比较

①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越