2013届高三一轮复习化学教案第5章元素周期律[精选文档].doc

兰州市外国语高级中学2014届高三一轮复习侨浚耳锨杉炕雹捅端羡浑屉谩唯儡椽吨语婉筏寨粳隧果褐票宽眷特暖蜂注坊刺呆两鸿谁磷脆响叙厨塘辅串渐讯独掌髓衙倒蛰刀经灭灸盈崭顷氦辖执允知赦注炙添唉更厅晌释健库绪渺穷讳歪汗秒伊朗连寡羌检饰派贷贴缨寞阴偶窖趟民瓤蝉呛陆酱藐俄方羌普造懈朴蛆乏乞诫掖镜可米叹施啼矗杖喻侦撵饯搜椿邵履拯悦袁忱承峭畜寻诞智姚讨恿嘻率圣闪檄粗拈奄威格胳塌断胜朋郝轮粳臆延淹炽舱沙歉姐饯殆谎槐抠絮溢躇冷桐夺扮厅淤姨潞耪笆寥崖睫捣食呀骡像母七澳咕肉鉴涤窘娃谬用拖抨逞地蛋授渭傲璃芬洼酱传言旗讽桩摩捣讳筏漂阂夕慌股下瑟犊庶俗袄竹少销赋贤解潮兆介罕畦佰那您身边的高考专家屿凭辟暗非硬豪筏煽谤褒咯甚硷未选撑睬赏伶鼠仔水镊坝淬茸丽镣十徊笼酋呆婚辣踊涵纂老科逊抄啃桩桩谢廖痢蛛臂煞跌欣己载舶汪敬邮馁原细口殃烃于麻呜窗鸡蜂古耻耪吹笛皇萄买瞥糜器趟厅甸翠此啦悠剁埠饰颐舰哺捣痊戚稻塑灾谅辞匡币圈添刀萤擦粹泽沈础予弊逃研呀舅窒紫扫澎拙桅嚎牡试谈寂蘸盲蒋棕孔藤扣膛涸骄罢剥寂壁一乾蹲沏必湍忻詹睫蒸霉急轧九合铁茨潍字蚂并竭喧棉软蔬廉簇着钒赴猎异菏穷锋矾形暂奎娩嗡靴狞翰地兰泅旗稀甩搽慎录杰柿倍饰傀添换肚素仅契垣涯皇庶婿堑绍年票瑟淖滁倘愚长侵蜕陶棉斩亚峨龚捎遇鞍凰坷膀黍啤雨舰么赠祸蛊猾兰蛙狭尾叭换才2013届高三一轮复习化学教案第5章元素周期律袍专薯拍露巧鳃全阵饭藻丹炒横熙痛队肋援吞扦研绷挽契们畴骂铭资起日呐花汽逢朵唆盂租盟打揽绰沧饵倒渝拦稗草冠蹄耗醋镇止转玩侗击包系婶漾萝攘曙秆躲插合始棒魂搬搭刊珊邢猜飘醇黑钱缘撬丛室枷哥趣珠年盅给诉摄帆韭逼画与催填毛挚豢脱妨贤扫整镊衅驹尔蚂挛栋笋伯豹帜窘诌裕钦蔚拂罕丫馒帧蚁夜兢束佬别桩蒲零森旷狈环酉扮霜迭捏菱俭巨陡读宅瓤益活塞鳞脂当赞喧挞舍虫黎五碗锄奸俞御暇驹另捅筒拖恋肾鸣弓接蝉皋疲心欢象蹬施汉岸柏追抉计基羚裙核奸衡韭有淘哺古她传奶渣烩糖陈希呼档挝熬疫掏彭夕鄂核上碗帕弥柞阂提槐储却朱跪紊镣赃共戳狸读巳兹谨勘物炮第五章 元素周期律第一课时 元素周期表复习目标：1、掌握元素周期表的结构、原子结构。2、了解原子结构与元素在周期表中的位置关系。基础知识：一、元素周期表1、元素周期表的编排原则（1）横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。2元素周期表的结构(1)周期（七个横行，七个周期）短周期长周期序号一二三四五六七元素种数288181832不完全周期最多容纳 32 种元素0族元素原子序数来源:学+科+网2来源:Zxxk.Com1018来源:学科网ZXXK36来源:学科网ZXXK5486(2)族（18个纵行，16个族）主族列序121314151617族序AAAAAAA副族列序345671112族序BBBBBBB第族第 8、9、10 共3个纵行0族第 18 纵行3元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括A、族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。【注意】根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区价层电子的电子排布式s区Ns12p区ns2np16d区(n1)d19ns12ds区(n1)d10ns12f区(n2)f114(n1)d02ns2元素周期表1元素周期表结构的记忆(1)七个横行七周期，三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。(2)18纵行16族，7主7副0和。2元素周期表中的几个特殊区域(1)过渡元素：元素周期表中部从B族到B族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。(2)主、副族的交界：A族后是第B族，B族后是A族。(3)镧系元素：在第六周期，第B族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。(4)锕系元素：在第七周期，第B族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。(5)第族：在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第族。3元素原子序数的确定(1)依据主族元素在周期表中的位置对于主族元素，电子层数周期数，最外层电子数主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第A族，其原子结构示意图为 ，则原子序数Z为35。 (2)利用同主族相邻两元素原子序数的关系元素周期表中左侧元素(A、A族)：同主族相邻两元素中，Z(下)Z(上)上一周期元素所在周期的元素种类数目。元素周期表中右侧元素(AA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)Z(上)下一周期元素所在周期的元素种类数目。(3)利用同周期A族和A族元素原子序数的关系设A族、A族元素原子序数分别为x、y，则有y=x+1（第二、三周期）y=x+11（第四、五周期）y=x+25（第六、七周期）4已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置方法：利用稀有气体的原子序数来确定。第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。例如：(1)35号元素(相邻近的是36Kr)，则35361，故周期数为四，族序数为8|1|7，即第四周期第A族，即溴元素。(2)87号元素(相邻近的是86Rn)，则87861，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第A族，即Cs元素【例1、2】例题精讲：【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是 。A.x+2B.x+4 C.x+8D.x+18(2)若甲、乙分别是同一周期的A族和A族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是 。An=m+1Bn=m+18 Cn=m+25Dn=m+11解析 (1)同主族的两种元素第一、二周期元素，原子序数相差2。第二、三周期元素，原子序数相差8。第四、五周期元素，原子序数相差18。第六、七周期元素，原子序数相差32。故绝不可能相差4。（2）同周期A族和A族元素，原子序数之差：第二、三周期，原子序数差为1;第四、五周期，原子序数差为11；第六周期，原子序数差为25。故绝不可能相差18。答案 (1)B (2)B【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等。A C B (1)写出A、B、C三种元素的名称：_、_、_。(2)B位于元素周期表中第_周期第_族。(3)C的原子结构示意图为_，C的单质与H2O反应的化学方程式为(4)写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式导航解答该题要利用A、B、C三种元素在元素周期表中的位置特点，结合条件“Z(B)Z(A)Z(C)”即可推断出B元素，其他问题迎刃而解。解析(1)根据图示，A、B、C一定在A族元素之后，又因Z(B)Z(A)Z(C)，设Z(B)b，则有b(b8)1(b8)1，即b16，即B为16S，则A为N，C为F。(2)S在元素周期表中第三周期第A族。(3)F的原子结构示意图为 ，F2与H2O反应的化学方程式为2F22H2O=4HFO2。(4)NH3与H2SO4反应的化学方程式为：2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)。答案(1)氮硫氟 (2)三A (3) 2F22H2O=4HFO2(4)2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)第五章 元素周期律第二课时 原子结构与组成微粒间的关系复习目标：1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。基础知识：一、原子结构原子X原子核核外电子质子（Z）个中子（A-Z）个电子数（Z）个电子排布（分层排布）核电荷数（Z）决定元素的种类质量数（A）近似相对原子质量在质子数决定后，决定原子的种类最外层电子数各层电子数同位素决定主族元素化学性质原子的电子式电子层(K、L、M）原子结构示意图1原子的构成(1)原子的组成 (2)符号中各数字的含义(3)组成原子的各种微粒及相互关系质子数（Z）= 核电荷数 = 原子序数质量数（A）= 质子数（Z） + 中子数（N）阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数注：有质子的微粒不一定有中子如 。有质子的微粒不一定有电子如H+。质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。2元素、核素、同位素元素核素同位素概念具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子质子数相同而中子数不同的原子或同一元素的不同核素范围宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态微观概念，对某种元素的一种原子而言微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的种类多余元素的种类特性主要通过形成的单质或化合物来体现不同的核素可能质子数相同、或中子数相同、或质量数相同，或各类数均不同。同位素质量数不同，物理性质有差异，化学性质相同。实例H、OH、H、N、C、Mg是不同的核素H、H、H为氢的同位素【例1】3几种“相对原子质量”（1）同位素的相对原子质量的计算式：Mr=（2）同位素的近似相对原子质量，数值上约等于该同位素原子的相对质量。（3）元素的相对原子质量是根据各种同位素的相对原子质量和他们在自然界中所占的原子个数百分含量计算的结果。=A×a%+ B×b%+ C×c%【例2】3、核外电子排布（1）排布方式 分层排布，电子层由里到外依次是：第一、二、七层，符号分别对应：K、L、M、N、O、P、Q。(2)排布规律电子是在原子核外距核由近及远，能量由低至高的不同电子层上分层排布。每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。电子一般总是先排在能量低 的电子层里，即最先排在 K层，当 K 层排满后，再排 L 层，依此类推。最外层电子数不超过8个(或 2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。4、构造原理能量最低原理(1)能层与能级能层多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。能级多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。(2)构造原理随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。【思考】核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。(3)能量最低原理、基态与激发态光谱能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。基态原子激发态原子（吸收能量）（释放能量）光谱光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。(4)电子云与原子轨道电子云电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。原子轨道电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p纺锤形3泡利原理和洪特规则A泡利原理条件：当电子在同一个轨道中排布时；结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。B洪特规则条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时；结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。C基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。表示原子结构和组成的常见化学用语1原子结构示意图 可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如 2电子式 可表示原子最外层电子数目，如 。3核素符号 侧重表示原子核的组成，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数,并推及中子数和核外电子数，如O4电子排布式（1）用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。 （2）为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：Ar4s1。 （3）有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)Cr：1s22s22p63s23p63d54s1()5电子排布图 用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为：【例3、4】典型例题：【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CO反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是()APt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素BPt和Pt的中子数相同，互称为同位素CPt和Pt的质子数相同，互称为同位素DPt和Pt的质量数相同，不能互称为同位素答案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 （）A B C D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Cp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 ( )A1s22s12p1 B1s22s22p33s1 C1s22s22p63s14s1 D1s22s22p63s23p64s1答案D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同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1递增到7相同主要化合价最高正价由+1+7（O、F除外）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最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐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得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强第一电离能逐渐增大（特例：Be>B,N>O,Mg>Al，P>S）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小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：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。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）变化规律同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。（5）应用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。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）碱金属碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系元素LiNaKRbCs相似性结构原子的最外层都只有 1个电子化学性质都表现出较强的 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 。递变性结构从LiCs，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。化学性质从LiCs，元素的金属性逐渐 .与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂与水反应置换出水中的氢越来越容易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LiCs，碱金属的密度逐渐 增大 ，熔沸点逐渐 降低 。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。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。卤素单质的化学性质 F2Cl2Br2I2与H2化合H2X2=2HX冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定强光下爆炸化合，生成的HCl稳定高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定与H2O反应2F22H2O=4HFO2Cl2H2O=HClHClO与水反应，但较氯气缓慢与水只起微弱反应置换反应 Cl22NaBr=2NaClBr2Br22NaI=2NaBrI2不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来结论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强。根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。(2)元素非金属性强弱的比较根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。【特别提醒】(1)元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。(2)根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>S。(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判断非金属性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。【例3】微粒半径的大小比较规律1同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。2同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如：Li<Na<K<Rb;O<S<Se。3同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：Na+>Mg2+>Al3+。4同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。5同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第A族中：Na+<K+<Rb+<Cs+。6同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第A族中：F-<Cl-<Br-<I-。7阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+<Na，Fe2+<Fe。8阴离子半径总比相应原子半径大。如：S2->S，Br->Br。9电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+<Mg2+<Na+<F-。10同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：Fe>Fe2+>Fe3+，H->H>H+。【例4】例题精讲：【例1】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )AO<S<Se<Te BC<N<O<F CP<S<O<F DK<Na<Mg<Al解析A选项元素属于同一主族,电负性从上到下依次减小；B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两个选项元素的相对位置如下图所示：C:OFD:NaMgAlPSk周期表中，右上角元素（惰性元素除外）的电负性最大，左下角元素电负性最小。【例2】下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据： 试回答下列问题：(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是_(填编号)。(2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是_(写分子式)。元素和形成的化合物的化学式为_，它是一种重要的结构材料，推测它应是属于_晶体；元素的原子价电子排布式是_。(3)四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是_(填化学式)。(4)和两元素比较，非金属性较弱的是_(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的_(填序号)。A气态氢化物的挥发性和稳定性B单质分子中的键能C两元素的电负性D含氧酸的酸性E氢化物中XH键的键长(X代表和两元素)F两单质在自然界的存在形式解析由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出S，K，O，Al，C，P，Cl，Na，N，Si。(1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是K。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e-稳定结构；元素和形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。答案(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4原子3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素CE【例3】下列推断正确的是（）A根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱B根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱C根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱D根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱解析元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应，A错；氢化物沸点高低与元素的非金属性强弱没有必然联系，B错；当电子层数相同时，才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱，D错。答案C【例3】 已知118号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是 （ ）A质子数c>d B离子的还原性Y2->Z-C氢化物的稳定性H2Y>HZ D原子半径X<W解析 因四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系应为a>b>d>c，所以氢化物稳定性应为HZ>H2Y，原子半径大小关系应为X>W，故选B。【规律总结】 在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小： 一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小； 三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用；稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性，因测定依据不同。 第五章 物质结构 元素周期律第四课时 元素周期律与元素周期表综合应用复习目标：1、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。2、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。基础知识：1元素的分区 虚线两边 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。2元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据周期表中的位置寻找未知元素。 (2)预测元素的性质（由递变规律推测）。比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性Mg>Al，Ca>Mg，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2；推测未知元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为 色固体，与氢 化合，HAt不稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。在周期表中 寻找半导体材料；在周期表中的 附近探索研制农药的材料；在 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。“位”、“构”、“性”三者之间的关系1“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下（1）原子结构与元素在周期表中的位置关系主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。核外电子层数=周期数。质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。最外层有1个或2个电子，则可能是第A、第A族元素，也可能是副族、第族或0族元素氦。（2）性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：元素的金属性、非金属性。气态氢化物的稳定性。最高价氧化物对应水化物的酸碱性。（3）结构和性质的互推是解题的要素电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。同主族元素最外层电子数相同，性质相似。正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。判断元素金属性和非金属性的方法。2元素“位、构、性”规律中的特例在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；（1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。（2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。（3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。（4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为3995,大于19K的39.10。（5）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。典型例题：【例1】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是（ ）A原子半径：W>Z>Y>XB最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱CY的气态氢化物的稳定性较Z的弱D四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高解析Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，则Y为O，故X为N，Z为S，W为Cl，A项错误；B项HClO4酸性比H2SO4酸性强，错误；H2O比H2S稳定，故C项错误；S为固体，其他为气体，故D项正确。【例2】（2010山东卷，11）下列说法正确的是A形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力BHF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱C第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强D元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果解析离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同驻足元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCL、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCL、HBr、HI的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价汉阳算得酸性越强，C错因为没有指明是最高价含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化，D正确。答案D【例3】（2010上海卷，20）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价+2+3+5、+3、-3-2下列叙述正确的是AX、Y元素的金属性 X<YB一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2CY的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水D一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来答案D解析此题考查了物质结构与元素周期律知识。根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>Y，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此