江苏省2018化学学业水平测试复习掌中宝：第13讲+元素周期表与元素周期律+Word版含答案.doc

第13讲　元素周期表与元素周期律 元素周期表的创立者——门捷列夫(俄国)。 1．结构特点： 　　　　　　　　　　　　　核外电子层数　元素种类 2．元素周期表与原子结构的关系 周期序数＝原子的电子层数。　　 主族序数＝原子最外层电子数 ＝元素的最高正价数。 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数(最外层电子数)。 【易错警示】 注意主族符号，如ⅦA。 1．元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 2．同周期元素性质递变规律 第三周 期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子排布 原子半径 — 主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — 金属性、 非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — 单质与水或 酸置换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 —— — 氢化物的 化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl — 与H2化 合的难易 —— 由难到易 — 氢化物的 稳定性 —— 稳定性增强 — 最高价氧化 物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — 最高价 氧化物 对应水 化物 化学式 NaOH Mg (OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — 酸碱性 强 碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — 变化 规律 碱性减弱，酸性增强 — 同主族元素性质的递变规律(由上至下)：最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强；气态氢化物稳定性减弱还原性增强；金属性增强非金属性减弱。 3．判断金属性或非金属性的强弱的依据 金属性强弱 非金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性越强，金属性越强 最高价氧化物水化物酸性越强，非金属性越强 与水或酸反应，置换出H2越容易，金属性越强 与H2化合越容易，非金属性越强； 氢化物越稳定，非金属性越强 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 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属(一般) 将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质 4.比较粒子半径的大小 (1)同周期和同主族原子半径大小规律：　 同主族的元素，无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。 同周期：原子半径从左到右递减。如Na＞Cl。 如既不是同周期，又不是同主族，比较原子半径时，要寻找到合适的中间者。 (2)微粒半径比较的一般规律： ①先比较电子层数，电子层数多的半径大。 ②电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 如：与Ne电子层结构相同的微粒： O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。 与Ar电子层结构相同的微粒：S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋。 ③电子层数和核电荷数相同时，核外电子数多半径大。 同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径 如：Na＋＜Na；Cl＜Cl－。 5．常见10电子粒子和18电子粒子 (1)10电子的粒子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF、Na＋、Mg2＋、Al3＋、N3－、O2－、F－、OH－、H3O＋、NH。 (2)18电子粒子： Ar、F2、SiH4、PH3、H2S、HCl、H2O2、K＋、Ca2＋、HS－、S2－、Cl－、O。