《化学必修第一册》——11、元素周期律

第四章　原子结构 元素周期律

第二节　元素周期律

同主族元素的性质有相似性和递变性，同周期的元素的性质有怎样的变化规律。

一、元素性质的周期性变化规律

1、原子结构和主要化合价的变化规律

观察1～18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律。        

（1）同周期元素原子电子层数相同，从左往右，最外层电子数重复从1个增加到8个电子（第一周期是2个电子）。随原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。

（2）同周期从左往右，元素的原子半径逐渐变小（除稀有气体外）。随原子序数的递增，元素的原子半径也呈现周期性变化。

（3）元素的主要化合价（最高正价和最低负价）也出现了周期性变化：同周期元素从左到右，最高正化合价从+1增加到+7（第一周期例外，O和F无正价），从ⅣA族有负价，从－4增加到－1。 

见下表：        

结论：

随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价都呈周期性变化。

2、元素金属性、非金属性的周期性变化

原子结构决定了元素的性质，元素的原子结构呈现周期性变化，除了化合价以外，其金属性、非金属性也应该呈现周期性变化。

下面以第三周期元素为例分析探讨。 

预测：第三周期元素从钠到氯，电子层数均为3层，核电荷数逐渐增多，最外层电子数从1个增加到7个，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。氩的最外层为8个电子的稳定结构，其性质很不活泼。

（1）钠、镁金属性强弱的实验探究

实验：钠、镁与水的反应

实验操作：将一小块钠投入到水中，并滴入几滴酚酞；用砂纸除去镁条表面的氧化膜，放入蒸馏水中，滴入几滴酚酞，过一会儿再加热试管至液体沸腾。观察现象。

实验现象和结论：钠与水剧烈反应，滴入酚酞溶液变红色；镁条表面附着少量气泡，加热后反应变得比较快，产生较大量的气泡，溶液变成浅红色。

说明钠与水反应置换出氢气比钠容易，溶液的红色更深，说明NaOH的碱性比Mg(OH)2强，则金属性Na>Mg。 

（2）镁、铝金属性强弱的实验探究

实验：Mg(OH)2和Al(OH)3与酸、碱的反应。

实验操作：向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的白色沉淀分为两份。一份加入稀盐酸，另一份加入NaOH溶液，振荡，观察现象。将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，再做一次。

实验现象和结论：氢氧化铝沉淀加入盐酸、NaOH溶液能溶解，氢氧化镁沉淀加入盐酸能溶解，加入NaOH溶液不溶解。即Al(OH)3能溶于强酸、强碱，Mg(OH)2能溶于强酸，不溶于强碱。

说明Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性Na>Mg>Al。金属元素的最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。Al是金属元素，但已经表现出一定的非金属性。 

（3）Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律:

非金属性的强弱可依据其单质与氢气化合的难易，及其气态氢化物的稳定性、其最高价氧化物对应水化物的酸性来比较。        

小结：第三周期元素性质递变规律

同一周期元素从左往右，最外层电子数依次增多，原子半径依次减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。这体现了量变引起质变的规律，到氩又变成稳定结构，这又体现了物极必反的朴素的哲学思想。

（4）元素周期律

元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

元素周期律的主要内容：随着元素原子序数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化。

元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

二、元素周期表和元素周期律的应用

元素的原子结构决定了元素的性质，又决定了元素在周期表中的位置，元素的性质与它在周期表中的位置也就存在必然的联系。即元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质三者之间有内在的必然联系。

1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律： 

同主族元素从上往下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

周期表中越靠左下方的元素金属性越强，Cs的金属性最强；越靠右上方的元素非金属性越强，F的非金属性最强。从B到At划一条线（即B-At线），左下方是金属元素，右上方是非金属元素（最后一列是稀有气体元素，氢元素也是非金属元素）。

注意：元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界线，B-At线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性。如，Al是金属元素，但氧化铝和氢氧化铝是两性氧化物，说明铝有一定的非金属性；Si是非金属元素，但它是常见的半导体，一些性质表现出金属性。

2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系        

主族元素的最高正化合价＝所处主族的族序数＝原子能失去或偏移的最外层电子数（价电子数）

注意：O、F元素一般无正价。

主族元素一般从ⅣA族开始有负价，最低负价等于其最外层电子数减去8（H元素为-1价）。所以，非金属元素的最高正价和其负价的绝对值之和等于8。（H元素为2）

依此可以写出其有关物质的化学式，如，ⅤA族元素的最高正价为+5，最低负价为-3，则可以写出其最高价氧化和氢化物的化学式为X2O5、XH3（以X代表元素符号）。

3、元素周期律和元素周期表的应用

预测元素及其化合物的性质

可以根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研究元素性质的变化规律。

如，溴元素在第四周期ⅦA族，最高正价+7，最低负价-1，中间价态有0、＋1、＋3、＋4、＋5，最高价氧化物Br2O7，最高价氧化物对应水化物HBrO4，酸性HClO4>HBrO4，阴离子半径Cl－>Br－，阴离子的还原性Cl－>Br－。

也可以根据元素的原子结构推测其在元素周期表中的位置和性质。

寻找新元素，并预测其结构和性质，发现物质的新用途

在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。

通常农药含有氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。 

在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。

本节小结：

一、元素性质的周期性变化规律

1、原子结构和主要化合价的周期性变化规律

2、元素的金属性、非金属性的周期性变化规律

3、元素周期律

二、元素周期表和元素周期律的应用

1、金属和非金属的分区和性质变化规律

2、元素化合价与元素位置的关系

3、元素周期表和元素周期律的应用

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