09届高考化学元素周期律

09届高考化学元素周期律内容摘要：

期性变化（第一周期例外） 原子半径的周期性变化 同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有气体原子半径又突然增大 元素主要化合价的周期性变化 正价： +1 → +7 ；负价： 4 → 1 元素周期律的本质 ： 原子核外电子排布的周期性变化 1869年，门捷列夫最先提出。 元素金属性和非金属性的周期性变化 判断金属性和非金属性的依据 证明金属性 同条件下与水或酸，越易越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性，越强越强 相互置换 电化学：原电池的负极，电解时后还原金属性强 证明非金属性 最高价氧化物所对应的水化物的酸性，越强越强 与 H2反应的条件和生成氢化物的稳定性 相互置换 电解时后氧化的非金属性强 例： X、 Y是元素周期表 Ⅶ A族中的两种元素。 下列叙述中能说明 X的非金属性比 Y强的是 （ ） A、 X原子的电子层数比 Y原子的电子层数多 B、 X的氢化物沸点比 Y的氢化物的沸点低 C、 X的气态氢化物比 Y的气态氢化物稳定 D、 Y的单质能将 X从 NaX的溶液中置换出来。 C 微粒半径大小的比较 原子半径 概念： 成键原子核间距离的一半。 变化规律： 与离子半径关系： 原子半径 相应的阴离子半径 原子 半径 相应的阳离子半径 意义： 原子半径的大小可判断得失电子的难易， 大易失 微粒半径大小的比较 比较微粒大小的依据 （三看） 一看电子层数： 电子层数越多半径越大 NaNa+ F＞ Cl＞ Br＞ I 二看核电荷数： 电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。 S2ClArK+Ca2+。 O2FNeNa+Mg2+Al3+ H－ ＞ He＞ Li+ 三看电子数： 电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。 Cl－ ＞ Cl。 Fe＞ Fe2+＞ Fe3+ 例 1下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是 A. NaF B. MgI2 B (阳离子小阴离子大 ) 例 2下列各分子中所有原子都满足最外层 8电子结构的是 A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N2 例 3下列各分子中所有原子都满足最外层 8电子结构的是 (COCl2) A. 用排除法 已知短周期元素的离子。 aA2＋ 、 bB＋ 、 cC3－ 、 dD－ 都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A＞ B＞ D＞ C d＞ c＞ b＞ a C＞ D＞ B＞ A A＞ B＞ D＞ C C 三、元素周期表的结构 （一）、编排的原则 （ 7） （ 18） （二）、构造 族： 7个主族 (A)。 7个副族 (B)。 0族； VⅢ 族 注意：周期序数由电子层层数决定；主族序数由最外层电子数决定。 第七周期： 第一周期： 第二周期： 第三周期： 第四周期： 第五周期： 第六周期： 2 8 8 18 18 32 26 短周期 长周期 不完全周期 根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是 K层电子数相等 L层电子数相等 L层电子数相等 M层电子数相等 C 元素的金属性和非金属性没有严格的界限；位于分界线附近的元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性 由于电子层结构和性质相似 ，镧系元素 (第六周期、 Ⅲ B):5771， 15种元素， 锕系元素 (第七周期、 Ⅲ B):。