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高中課程復習專題——化學元素周期律與阿伏伽德羅定律 一 元素周期表和元素周期律 1 元素周期律的基本概念 1-1 元素周期律的概念 元素的物理、化學性質隨原子序數(shù)逐漸變化的規(guī)律，叫做元素周期律，元素周期律由俄國化學家門捷列夫首先發(fā)現(xiàn)，并根據(jù)此規(guī)律創(chuàng)制了元素周期表。 1-2 元素周期律的內涵 結合元素周期表，元素周期律可簡單表述為：隨著原子序數(shù)的增加，元素的性質呈周期性的遞變規(guī)律。在同一周期中，元素的金屬性從左往右遞減，非金屬性從左往右遞增；在同一族中，元素的金屬性從上到下遞增，非金屬性從上到下遞減；同一周期中，元素的最高正氧化數(shù)從左到右遞增(沒有正價的除外)，最低負氧化數(shù)從左到右逐漸增高；同一族的元素性質相近。主族元素同一周期中，原子半徑隨元素序數(shù)的增加而減小。同一主族中，原子半徑隨元素序數(shù)的增加而增大。如果粒子的電子構型相同，則陰離子的半徑比陽離子大，且半徑隨電荷數(shù)的增加而減小。 1-3 元素周期律的本質 元素周期律的本質就是：元素核外電子排布的周期性，決定了元素性質的周期性。 2 元素周期律的內容 2-1 原子半徑的周期變化規(guī)律 ⑴ 原子半徑的變化 同一周期(稀有氣體除外)，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的半徑遞減；同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子半徑遞增。 ⑵ 陰陽離子的半徑大小的判別規(guī)律 由于陰離子是電子最外層得到了電子，陽離子則是失去了電子，所以： ⅰ 對于同重元素：陽離子半徑<原子半徑<陰離子半徑。 ⅱ 對于不同元素的同性離子：具有相同核外電子排布的離子，原子序數(shù)越大，其離子半徑越小(不包括稀有氣體元素)。 ⅲ 對于不同元素的異性離子：具有相同電子構型的離子，陰離子的半徑比陽離子大，且半徑隨電荷數(shù)的增加而減小。 2-2 主要化合價的周期變化規(guī)律 ⑴ 最高正化合價：同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高正化合價遞增(從+1到+7價)。第一周期除外(因為只有H、He兩個元素)，第二周期除外(因為第二周期的O、F元素沒有正價)。 ⑵ 最低負化合價：由于金屬元素一般無負化合價，故從ⅣA族開始，最低負化合價隨原子序數(shù)遞增而遞減(從-4到-1價)。 ⑶ 元素最低負化合價的絕對值與最高正化合價之和為8。 2-3 元素的金屬性與非金屬性的周期變化規(guī)律 ⑴ 同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性遞減，非金屬性遞增。 ⑵ 同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性遞增，非金屬性遞減。 2-4 單質及簡單離子的氧化性及還原性的周期變化規(guī)律 ⑴ 同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，單質的氧化性增強，還原性減弱；所對應的簡單陰離子的還原性減弱，簡單陽離子的氧化性增強。 ⑵ 同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，單質的氧化性減弱，還原性增強；所對應的簡單陰離子的還原性增強，簡單陽離子的氧化性減弱。 ⑶ 元素單質的還原性越強，金屬性就越強；單質氧化性越強，非金屬性就越強。 2-5 最高價氧化物對應的水化物的周期變化規(guī)律 ⑴ 同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高價氧化物對應的水化物的酸性增強，堿性減弱。 ⑵ 同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高價氧化物對應的水化物的堿性增強，酸性減弱。 2-6 單質與氫氣化合的難易程度的周期變化規(guī)律 ⑴ 同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，單質與氫氣化合逐漸容易。 ⑵ 同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，單質與氫氣化合逐漸困難。 2-7 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性的周期變化規(guī)律 ⑴ 同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強。 ⑵ 同一族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱。 3 元素周期律的應用 3-1 元素金屬性強弱的比較 ⑴ 根據(jù)元素周期律：同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性遞減；同一主族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性遞增。 ⑵ 依靠最高價氧化物水化物的堿性判斷：堿性越強，其元素的金屬性就越強。 ⑶ 依據(jù)金屬活動性順序表：金屬活動性順序排在前面的金屬活動性強。 ⑷ 常溫下與酸或水的反應的劇烈程度：反應越劇烈金屬性越強。 ⑸ 通過置換反應來判斷金屬性強弱：金屬性強的金屬能把金屬性弱的金屬從它的鹽溶液或者氧化物中置換出來。 3-2 元素非金屬性強弱的比較 ⑴ 根據(jù)元素周期律：同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的非金屬性遞增；同一主族中，從上到下，隨著原子序數(shù)的遞增，元素的非金屬性遞減。 ⑵ 依靠最高價氧化物水化物的酸性判斷：酸性越強，其元素的非金屬性就越強。 ⑶ 依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性越強，其元素的非金屬性就越強。 ⑷ 與氫氣化合的條件：與氫氣化合，需要條件越低，非金屬性越強。 ⑸ 與同種物質反應的條件已經(jīng)生成物：反應條件越低，非金屬性越強；與金屬的反應生成物的金屬離子價態(tài)越高，非金屬性越強。 3-3 關于“10電子微?！焙汀?8電子微粒”的總結 ⑴ 10電子微粒 原子數(shù) 分子 離子 單核10電子 Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+ 雙核10電子 HF OH- 三核10電子 H2O NH2- 四核10電子 NH3 H3O+ 五核10電子 CH4 NH4+ ⑵ 18電子微粒 原子數(shù) 分子 離子 單核18電子 Ar K+、Ca2+、Cl-、S2-、P3- 雙核18電子 F2、HCl HS- 三核18電子 H2S ─ 四核18電子 PH3、H2O2 ─ 五核18電子 SiH4、CH3F ─ 五核以上的18電子 N2H4、CH3OH、C2H6 N2H5+、N2H62+ 3-4 微粒半徑的比較 ⑴ 判斷的依據(jù)：電子層數(shù)——相同條件下，電子層越多，半徑越大； 核電荷數(shù)——相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越??； 最外層電子數(shù)——相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。 ⑵ 具體規(guī)律 ⅰ 同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小(稀有氣體除外)； ⅱ 同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大； ⅲ 同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大； ⅳ 電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。? ⅴ 同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高微粒半徑越小。 4 元素周期表中的特殊元素 4-1 元素周期表中特殊位置的元素 ⑴ 族序數(shù)等于元素周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge ⑵ 族序數(shù)等于周期數(shù)二倍的元素：C、S ⑶ 族序數(shù)等于周期數(shù)三倍的元素：O ⑷ 周期數(shù)等于族序數(shù)二倍的元素：Li、Ca ⑸ 周期數(shù)等于族序數(shù)三倍的元素：Na、Ba ⑹ 最高正價與最低負價代數(shù)和等于0的元素：C ⑺ 最高正價是最低負價絕對值的三倍的元素：S ⑻ 除了H外，原子半徑最小的元素：F ⑼ 短周期中離子半徑最大的元素：P 4-2 常見元素及其化合物的特性 ⑴ 形成化合物種類最多的元素，單質是自然界中硬度最大的物質的元素，氣態(tài)氫化物中氫元素的質量分數(shù)最大的元素：C ⑵ 空氣中含量最多的元素，氣態(tài)氫化物的水溶液成堿性的元素：N ⑶ 地殼中含量最多的元素，氫化物沸點最高的元素，氫化物通常狀態(tài)呈液態(tài)的元素：O ⑷ 最輕的單質的元素和最輕的金屬單質的元素：H和Li ⑸ 單質在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素和金屬元素：Br和Hg ⑹ 最高價氧化物及其對應的水化物既能與強酸反應又能與強堿反應的元素：Br、Al、Zn ⑺ 元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能起化合反應的元素：N 元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能起氧化還原反應的元素：S 元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能發(fā)生歧化反應的元素：S ⑻ 元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F ⑼ 常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S 二 物質的量——摩爾 1 物質的量 ⑴ 意義：物質的量（n）是表示含有一定數(shù)目的粒子的集體的物理量。 ⑵ 摩爾（mol）：把含有6.021023個粒子的任何粒子集體計量為1mol。 ⑶ 阿伏伽德羅常數(shù)：把6.021023 mol-1 叫做阿伏伽德羅常數(shù)（NA）。 ⑷ 摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量。單位為 g?mol-1 。數(shù)值上等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量。 ⑸ 物質的量=物質的質量 / 摩爾質量 n= m /M . 物質的量=物質所含的微粒的數(shù)目 / 阿伏伽德羅常數(shù) n = N/ NA 。 2 氣體摩爾體積 ⑴ 定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。單位：L?mol-1 。 ⑵ 物質的量 = 氣體的體積 / 氣體摩爾體積 n = V / Vm 。 ⑶ 標準狀況下：Vm = 22.4 L?mol-1 。 3 物質的量在化學實驗中的應用 3-1 物質的量濃度 ⑴ 定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度。單位 mol? L 。 ⑵ 物質的量濃度=溶質的物質的量 / 溶液的體積 cB = nB / V 3-2 一定物質的量濃度的溶液的配置 ⑴ 基本原理：根據(jù)欲配置溶液的體積和溶質的物質的量濃度，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規(guī)定體積。 ⑵ 操作流程 ⅰ 檢驗：檢驗容量瓶是否漏水； ⅱ 計算：根據(jù)題目要求，計算出需要溶質的質量或者體積； ⅲ 稱量：根據(jù)計算出來的質量或者體積，稱出所需的溶質； ⅳ 溶解：將稱得的溶質在燒杯中用少量溶劑完全溶解； ⅴ 轉移：將溶解后的溶質轉移至恰當?shù)娜萘科恐校? ⅵ 洗滌：用溶劑洗滌轉移溶液后的燒杯，確保全部溶質都轉移至容量瓶中； ⅶ 定容：用溶劑將容量瓶中的溶液定容至指定刻度； ⅷ 搖勻：將定容后的容量瓶反復幾次搖晃，搖勻瓶中的溶質和溶劑； ⅸ 貯存：搖勻后的容量瓶貼上標簽，根據(jù)溶液的性質在不同地方存放，待用。 ⑶ 注意事項 ⅰ 選擇容量瓶的時候注意要選擇跟要配置的溶液的體積一樣的容量瓶； ⅱ 容量瓶使用前必須檢驗是否漏水，如果漏水，則需要重新擦真空脂或更換新活塞； ⅲ 溶質不能再容量瓶內直接溶解，防止由于溶解放熱導致容量瓶容積不準； ⅳ 溶解完的溶質待冷卻至室溫才能轉移至容量瓶，防止由于溫度變化改變容量瓶容積； ⅴ 定容時，當液面離刻度線1-2cm處時，改用滴管滴加溶劑，至液面最低處與刻度線平齊為止。 3-3 溶液的稀釋 設需要將濃度為c濃，體積為V濃的濃溶液，加V體積的溶劑稀釋成濃度為c稀的稀溶液，則： c濃?V濃 = c稀 ?（V+V濃） 三 阿伏伽德羅定律 1 阿伏伽德羅定律的內容 在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數(shù)目的分子。 2 阿伏伽德羅定律的使用對象 阿伏伽德羅定律的使用對象是氣體，可以是單一氣體也可以是混合氣體，也可以是化合物氣體。 3 阿伏伽德羅定律的具體表述 3-1 阿伏伽德羅定律的推論 分子間的平均距離取決于外界的溫度和壓強，當溫度、壓強相同時，任何氣體分子間的平均距離幾乎相等(分子間的作用微弱，可忽略)。 V——氣體體積；n——氣體的物質的量；p——氣體的壓強；N——氣體的分子數(shù)； M——氣體的摩爾質量；m——氣體的質量；ρ——氣體的密度 ⑴ 同溫同壓下：V1 / V2 = n1 / n2 ⑵ 同溫同體積時：p1 / p2 = n1 / n2 = N1 / N2 ⑶ 同溫同壓等質量時：V1 / V2 = M2 / M1 ⑷ 同溫同壓同體積時：M1 / M2 = ρ1 / ρ2 3-2 克拉伯龍方程 中學化學中，阿伏伽德羅定律占有很重要的地位。它應用廣泛，特別是在求算氣態(tài)物質分子式、分子量時。克拉伯龍方程的表達式為：pV = nRT 式中p表示壓強，V表示氣體體積，n表示物質的量，T表示絕對溫度(T與攝氏溫度t的關系是T=t+273.15℃，單位：開爾文K)，R是氣體常數(shù)(所有氣體的R值均相同，如果壓強、溫度和體積的單位都采用國際單位制，R=8.31Pa?m3?mol-1?K-1，如果壓強為大氣壓體積為升，則R=0.082atm?L?mol-1?K-1)， 因為n = m /M，ρ = m /V，則克拉伯龍方程可寫作：pV = m/M RT ，pM = ρRT 。 對于A、B兩種氣體： ⑴ 在相同的T、p、V時：nA = nB ⑵ 在相同的T、p、V時，分子量一定：摩爾質量之比=密度之比=相對密度，若mA=mB，則MA = MB。 ⑶ 在相同的T、p時： 兩氣體的體積之比 = 摩爾質量的反比；兩氣體的物質的量之比 = 摩爾質量的反比； 兩氣體物質的量之比 = 氣體密度的反比；兩氣體的體積之比 = 氣體密度的反比 ⑷ 在相同的T、V時： 兩氣體的壓強之比 = 氣體分子量的反比