高中化学第一章原子结构与元素周期律1.3元素周期表的应用素材鲁科版必修2

高中化学第一章原子结构与元素周期律1.3元素周期表的应用素材鲁科版必修2第三节 元素周期表的应用1.元素周期律和元素周期表的重要意义元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。（1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。（2）在自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论、甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。（3）在生产上的某些应用由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从B到B的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序的元素较多，奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。有的科学家把相似周期表中性质的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。2.元素周期表的终点在哪里？1869年俄国化学家门捷列夫将当时已发现的63种元素列成元素周期表，并留下一些空格，预示着这些元素的存在。在元素周期表的指导下，人们“按因索骥”找出了这些元素。元素种类到底是否有限？周期表有否终点？20世纪3040年代，人们发现了92号元素，就有人提出92号是否是周期表的最后一种元素。然而从1937年起，人们用人工合成法在近50年时间又合成近20种元素，元素周期表的尾巴增长了。这时又有人预言，105号元素该是周期表的尽头了，其理由是核电荷越来越大，核内质子数也越来越大，质子间的排斥力将远远超过核子间作用力，导致它发生蜕变，然而不久，又陆续合成了106109号元素。这些元素存在的时间很短，如107号元素半衰期只有2 s，照此推算元素周期表是否到尽头了？1969年起，理论物理学家从理论上探索“超重元素”存在的可能性，他们认为具有2，8，14，28，50，82，114，126，184等这些“幻数”的质子和中子，其原子核比较稳定，这就是说，随着原子序数的递增，其原子核不一定不稳定。因此在109号元素之后还能合成一大批元素，这样，第七周期32种元素将会被填满，第八周期也将填满（按理论计算，第八周期元素共50种，其中7种主族元素，1种惰性元素，10种过渡元素或副族元素，还有32种超锕系元素，列在元素周期表锕系元素的下方）。然而理论的唯一检验标准是实践，能否不断合成新元素至今还是一个谜，科学家将上天（如到月球）入地（如海底）或反复在粒子加速器中进行实验，企图合成新元素，其结果将会如何，人们正拭目以待。更为有趣的是，有些科学家还提出元素周期表可以向负方向发展，这是由于科学上发现了正电子、负质子（反质子），在其他星球上是否存在由这些反质子和正电子以及中子组成的反原子呢？这种观点若有一朝被实践证实，元素周期表当然可以出现核电荷数为负数的反元素，向负向发展也就顺理成章了。3前两周期元素的“反常”性质。我们已知，第一周期只有氢、氦两种元素。这两种元素在性质上与其他各周期元素的性质有非常明显的差异，通常很难用周期律的有关理论加以解释，现分别初步加以探究：1氢原子核外只有1个电子，根据这一点，把氢放在A族，它失去1个电子变成 ， 可看作“质子”，半径极小，不仅水溶液中没有单独的 存在，而且也不能以单独的质点形式存在于晶格内。这是和其他碱金属离子不同的。氢离子（或氢原子）虽然能与活泼金属（或金属氧化物）之间发生置换反应，但此类置换反应和金属原子与金属离子之间的置换反应具有质的区别，因为参加反应或释放出来的氢气是共价型分子而不是金属晶体（单质）。所以把氢元素放在A放就势必会出现它是唯一的非金属元素这一“反常”现象。另外在一些反应中，氢的性质与卤素原子相似，它能形成 ，并能形成双原子分子，所以原来的周期表也把氢元素放在A族中。不过放在A族中，又有许多性质的变化趋势是与A族存在差异的。因氢元素的非金属性与任何卤素相比是最弱的，这一点不符合元素性质的递变规律。而且在一般情况下氢只表现还原性，而卤素单质主要表现氧化性。若把氢元素放在任何一个孤立的位置上（如A族），必然会损害元素周期律这一客观事实及其递变规律。因此，按照习惯，仍将氢元素放在A族，作为“反常”元素来处理，如碱金属的性质递变就不包含氢元素。综上所述，氢元素与其他各元素族的差别在周期表中显得尤为突出。2氦是第2号元素，它的性质很不活泼，这与其他零族元素相似，因此自然把它放在零族。但与其他零族元素的原子比较亦有较大差异：一是在晶体结构与物理性质上，He与其他零族元素表现出明显的差异，如低温结晶后的He属六方晶格，而其他零族元素的原子所形成的晶体均为体心立方晶格。二是其他零族元素原子的最外电子层上均为8个电子，而氦原子核外只有2个电子，这与氦原子核外只有1层电子，而K层最多只能容纳 个电子有关，故K层2电子也是稳定结构。3第二周期从Li到F的七种元素，在它们各自对应主族中的表现仍有明显的“反常”现象，而由此建立的“对角钱法则”充分地证明了这一差异性的存在。如： ，即锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如： 为中强碱， 难溶于水等等。又如：Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；同理，B和Si也存在这种对角线关系，如晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。对角线关系的存在，说明了第二周期诸元素在各相应主族元素性质变化规律中的特殊地位。综上所述，由于一、二周期各元素在性质变化上的“反常”现象，决定了仅通过前三周期元素的性质对比来导出元素周期律以及推断元素性质的递变规律是不够严密和完善的。9