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专题五、元素周期律 元素周期表（原创） 作者：张余良 工作单位：江苏睢宁县 【专题要点】 元素原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，反过来元素在周期表中的位置和元素的性质也反映出原子结构，因此元素在周期表中的位置、原子结构、元素性质三者之间存在着内在的必然联系，元素周期表是学习化学的工具，认识元素周期律，掌握元素的“位、构、性”之间的关系对元素化合物的学习有积极的指导意义，元素周期律是中学化学学科内部起支撑作用的主干知识，也是高考每年必考知识。 【考纲要求】 （1）了解元素、核素和同位素的含义。（2）了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。（3）了解原子核外电子排布。（4）掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。（5）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。（6）以IA和VIIA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。（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。（8）了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。。 2、元素“位一构一性”之间的关系 判断非金属性的强弱 H2化合的难易及生成氢化物稳定性 3.活泼非金属能置换出较不活泼非金属单质 4.阴离子还原性强弱 5.与变价金属反应产物中金属的价态 6.电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质 判断金属性的强弱H2的难易 3.活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 4.阳离子氧化性强弱5.原电池中负极为活泼金属，正极为较不活泼金属 6.电解时，在阴极先析出的为不活泼金属 7.依据元素周期表，同周期从左到右金属性依次减弱，同主族从上到下依次增强 三、化学键 1、 离子键 共价键 概念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子之间通过共用电子所形成的相互作用原子共用电子对两原子的电性作用同种非金属原子或不同种非金属原子之间①非金属单质的分子中（除稀有气体外）②非金属形成的化合物中③部分离子化合物中离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强 离子晶体 分子晶体 原子晶体 结构 组成粒子 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 粒子间作用 离子键 范德瓦耳斯力 共价键 物 理 性 质 熔沸点 较高 低 很高 有高有低 硬度 硬而脆 小 大 有大有小、有延展性 溶解性 易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂 极性分子易溶于极性溶剂 不溶于任何溶剂 难溶（钠等与水反应） 导电性 晶体不导电；能溶于水的其水溶液导电；熔化导电 晶体不导电，溶于水后能电离的，其水溶液可导电；熔化不导电 不良（半导体Si） 典型实例 NaCl、NaOH、Na2O、CaCO3 干冰、白磷、冰、硫磺 金刚石、SiO2、晶体硅、SiC 2、晶体熔沸点比较 ⑴不同类型晶体 原子晶体 离子晶体 分子晶体（金属晶体不一定） ⑵同种类型晶体 离子晶体：化学式及结构相似时，离子的半径越小，离子所带的电荷越多，熔沸点就高 如：KF KCl KBr KI，MgO NaF 原子晶体：一般同种类型的原子晶体，原子半径越小，共价键键长越短，共价键作用越强，则晶体的熔沸点越高。如：金刚石 金刚砂 晶体硅。 分子晶体：①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，一般分子间作用力越强，熔沸点越高。如：O2 N2，HI HBr HCl。 ②在同分异构体中，一般说，支链越多，对称性越好，熔沸点越低。如正戊烷异戊烷新戊烷；邻二甲苯间二甲苯对二甲苯 ③分子间氢键使物质的熔沸点升高。如：HF HCl，H2O H2S，NH3 PH3，C2H5OH C4H10。 金属晶体：金属晶体中金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属的沸点越高如：Na Mg Al。 Pt的说法正确的是（ ） A． Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素 B． Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素 C． Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素 D． Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素 ?解析：同位素定义：质子数相同，中子数不同的核素称为同位素。A 2、（09全国卷Ⅱ9）某元素只存在两种天然同位素，且在自然界它们的含量相近，其相对原子质量为152.0，原子核外的电子数为63。下列叙述中错误的是 A. 它是副族元素 B. 它是第六周期元素 C. 它的原子核内有63个质子 D. 它的一种同位素的核内有89个中子 答案：D 解析：核外电子数等于其质子数，C项正确；用质子数分别减去各周期所含有的元素种类，63-2-8-8-18-18=9，显然其属于第六周期，