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必修二元素周期律教案
第二讲元素周期律
要点一:
核外电子的排布
多电子的原子中,电子的能量是不相同的,所以它们通常运动的区域离原子核也远近不同,也就有了核外电子的分层排布,也就有了核外电子的排布规律。
1、电子层
原子是由原子核和核外电子构成的。
在含有多个电子的原子里,电子分别在能量不同的区域内运动。
我们就把不同的区域简化为不连续的壳层,也称作电子层。
具体情况如下表:
电子层的代号
n
电子层的序号
1
2
3
4
5
6
7
电子层的符号
K
L
M
N
O
P
Q
离原子核的距离
电子层的能量
2、核外电子的排布规律
经过大量的科学实验和理论分析,我们得知核外电子的排布遵循以下规律:
(1)核外电子是分层排布的,并且电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后由里及外排布在能量稍高的电子层里。
即排满K层再排L层,排满L层再排M层。
(2)每一电子层里最多容纳电子数为2n2。
即第一电子层最多容纳2个,第二电子层最多容纳8个,第三电子层最多容纳18个……
(3)最外层电子数不超过8个(K为最外层时不超过2个)。
(4)次外层电子数不超过18个,倒数第3层电子数不超过32个。
3、1-18号元素原子的结构特征
①最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。
②最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。
③最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
④最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。
⑤最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。
⑥最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。
⑦次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
⑧内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
⑨电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
⑩电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。
⑪最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。
⑫最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
4、核外电子排布规律的应用
(1)确定元素的种类
根据原子核外电子排布的某种特点可以确定元素的种类。
(2)推断元素的性质
元素
最外层电子数
得失电子能力
化学性质
主要化合价
稀有气体元素
8(He为2)
一般不易得失电子
较稳定,一般不参与化学反应
——
金属元素
一般小于4
一般易失电子
金属性
只有正价,一般是+1→+3
非金属元素
一般多于或等于4
一般易得电子
非金属性
既有正价又有负价
(3)知识拓展
①稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属原子形成的阴离子的电子层结构相同,与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同;
②与He原子的电子层结构相同的离子有H-、Li+、Be2+等。
③与Ne原子的电子等结构相同的离子有F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+等。
④与Ar原子的电子层结构相同的离子有Cl-、S2-、P3-、K+、Ca2+等。
典型例题
1、下列说法中肯定错误的是( )
A.某原子K层上只有一个电子
B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍
C.某离子M层上和L层上电子数均为K层上电子数的4倍
D.某离子的核电荷数与最外电子层上的电子数相等
【解析】K层、L层、M层上最多容纳的电子数分别为2、8、18。
K层上可排1个电子,也可排2个电子,所以A有可能;当M层上排有电子时,L层电子数已经排满,即排了8个电子,而M层最多可以排18个电子,所以B一定错误;符合“某离子M层上和L层上电子数均为K层上电子数的4倍”的离子可以是K+、Ca2+,也可以是S2-、Cl-;对选项D来说,最外电子层上的电子数可为2或8,符合的为O2-,所以D也有可能。
答案为B
2.不符合原子核外电子排布基本规律的是( )
A.核外电子总是优先排在能量最低的电子层上
B.K层是能量最低的电子层
C.N电子层为次外层时,最多可容纳的电子数为18
D.各电子层(n)最多可容纳的电子数为n2
【解答】:
A.核外电子总是首先排布在离核近、能量低的电子层上,故A正确;B.K层离原子核最近,能量最低,故B正确;C.N层最多可以排布2×42个电子,为最外层是最多排8个,为次外层时最多排18个上,故C正确.D.各电子层(n)最多可容纳的电子数为2n2,故D错误;故选:
D。
变式训练
1.A、B两种原子,A原子M层比B原子M层少3个电子,B原子L层电子数恰好是A原子L层的两倍,则A元素是()
A.OB.SiC.CD.Mg
2.甲、乙两元素原子的L层电子数都是其它层电子数总数的2倍,下列推断正确的是()
A.甲与乙处于同一周期
B.甲与乙处于同一主族
C.甲与乙的原子序数之和为奇数
D.甲与乙的原子序数之和为偶数
3.A、B、C三种短周期元素,已知A元素的原子最外层电子数等于其电子层数,B元素的原子最外层电子数是其电子层数的2倍,C元素的原子最外层电子数是其电子层数的3倍.由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是( )
A.A3BC2B.A4B2CC.A8B3C3D.A4B2C2
要点二:
元素周期律
1.实验探究第三周期元素的金属性、非金属性的递变规律
(1)钠、镁与水的反应
实验内容
钠(Na)
镁(Mg)
实验步骤
取一小块金属钠,投入至盛有足量水(预先滴加2滴酚酞试液)的烧杯中,观察现象。
取一小段镁带,用砂纸除去表面的氧化膜,放入试管中。
向试管中加入2mL水并滴入2滴酚酞试液,观察现象。
过一会儿加热试管至水沸腾,观察现象。
实验现象
钠块浮在水面,并迅速熔成闪亮的小球,发出嘶嘶响声,四处游动,最后消失,滴有酚酞的水变红。
镁与冷水并未见明显现象,当水沸腾时,镁与热水反应,产生气体,并使滴有酚酞的水变红。
化学方程式
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
Mg+2H2O
Mg(OH)2+H2↑
结论
钠与水反应比镁与水反应容易、剧烈。
(2)镁、铝与盐酸反应
实验内容
镁(Mg)
铝(Al)
实验步骤
取一小段镁带,用砂纸磨去表面的氧化膜,放入一支试管中,再加入2mL1mol/L的盐酸
取一小片铝,用砂纸磨去表面的氧化膜,放入一支试管中,再加入2mL1mol/L的盐酸
实验现象
镁与盐酸剧烈反应,产生大量气泡
铝与盐酸反应,产生气泡
化学方程式
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
结论
镁与盐酸反应比铝与同浓度盐酸反应更剧烈、更容易。
(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为:
NaOH(强碱)>Mg(OH)2(中强碱)>Al(OH)3(两性氢氧化物)
我们可利用金属单质与水(或酸)反应的难易程度或者金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较金属元素的金属性。
所以Na、Mg、Al的金属性强弱为:
Na>Mg>Al。
(4)资料显示
有关元素
Si
P
S
Cl
单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4强酸(比H2SO4酸性强)
所以可以得出结论:
2.元素周期律
(1)内容:
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化,这一规律叫做元素周期律。
元素性质的周期性变化是由元素原子结构的周期性变化所决定的。
(2)具体表现
①原子半径:
同周期(稀有气体除外),从左到右,随着原子序数的递增,元素原子半径递减;
同主族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素原子半径递增。
②化合价:
同周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价),第一周期除外,第二周期的O、F元素除外;
从IVA族开始,最低负化合价递增(从-4价到-1价),第一周期除外,金属元素一般无负化合价。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8。
③元素的金属性和非金属性:
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,非金属性递增;
同一主族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素的金属性递增,非金属性递减。
同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外)
项目
同周期(从左至右)
同主族(自上而下)
电子层数
相同
逐一增加
最外层
电子数
逐一增加(除第一
周期外均为1~7)
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性
碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强
碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱
非金属形成气态氢化物难易程度
由难到易
由易到难
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
化合价
最高正价由(+1)~(+7)价,负价(-4)~(-1)(第一周期除外)
最高正价=主族序数,
最低负价=-(8-族序数)(H除外)
典型例题
1.下列各组中的性质比较,正确的是( )
①酸性:
HClO4>HBrO4>HIO4
②碱性:
Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2
③稳定性:
HCl>H2S>PH3
④还原性:
F﹣>Cl﹣>Br﹣。
A.①②④B.③④C.①②③D.①②③④
【解答】:
①非金属性:
Cl>Br>I,非金属性越强,最高价含氧酸的酸性越强,则酸性:
HClO4>HBrO4>HIO4,故①正确;②金属性:
Ba>Ca>Mg,则最高价氧化物对应水合物的碱性:
Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2,故②正确;③非金属性:
Cl>S>P,则氢化物的稳定性:
HCl>H2S>PH3,故③正确;④非金属性还原性:
F>Cl>Br,则对应离子的还原性:
F﹣>Cl﹣>Br﹣,故④错误;故选:
C。
2.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示,其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍,下列说法不正确的是( )
A.原子半径:
W>Z>Y>X
B.最高价氧化物对应水化物的酸性:
X>W>Z
C.最简单气态氢化物的热稳定性:
Y>X>W>Z
D.元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等
【解析】:
A、同一周期的元素,原子序数越大,原子半径越小,不同周期的元素,原子核外电子层数越多,原子半径就越大,所以原子半径大小关系是:
Z>W>X>Y,故A错误;
B、元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,元素的非金属性:
X>W>Z,所以它们的最高价氧化物对应水化物的酸性:
X>W>Z,故B正确;
C、元素的非金属性越强,其相应的氢化物的稳定性就越强,元素的非金属性:
Y>X>W>Z,所以元素的氢化物的稳定性:
Y>X>W>Z,故C正确;
D、主族元素除了O和F之外,最高化合价等于主族序数,所以X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等,故D正确;故选:
A。
3.a、b、c、d、e是同周期的五种元素,a和b的最高价氧化物的水化物显碱性,且碱性b>a,c和d的气态氢化物的还原性d>c,五种元素的原子,得失电子后所形成的简单离子中,e的离子半径最小,则它们的原子序数由小到大的顺序是( )
A.b、a、e、d、cB.e、d、a、b、cC.a、b、d、c、eD.c、d、e、a、b
【解答】:
a和b的最高价氧化物对应水化物呈碱性,则a、b为金属,碱性b>a,则金属性b>a;
c和d的气态氢化物的还原性d>c,即c、d为非金属,且非金属性d<c;
简单离子中e的离子半径最小,则e应为金属元素,且阳离子中所带电荷最多,而同周期元素从左到右金属性减弱,非金属性逐渐增强,故原子序数b<a<e<d<c,故选:
A。
变式训练
1.下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是( )
A.酸性:
H2SO4>H3PO4B.非金属性:
Cl>Br
C.碱性:
NaOH>Mg(OH)2D.热稳定性:
Na2CO3>NaHCO3
2.几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表:
元素符号
A
B
C
D
E
F
原子半径(nm)
0.160
0.080
0.102
0.143
0.074
0.125
主要化合价
+2
+2
﹣2,+4,+6
+3
﹣2
+4
则下列叙述中不正确的是( )
A.B元素的金属性比A元素的强
B.E与F形成的化合物是原子晶体
C.C与E形成的化合物是分子晶体
D.E的氢化物比C的氢化物沸点高
3.如图为短周期表的一部分,其中E为地壳中含量最高的元素。
请完成下列问题:
(1)D元素在元素周期表中的位置:
。
(2)A、E简单离子的半径由大到小顺序为 (用具体的微粒符号表示,下同)。
(3)写出A和F两种元素的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式为 。
(4)工业用C的单质与B的最高价氧化物制备B单质的化学方程式为 。
(5)证明元素F和G的非金属性强弱(用化学方程式表示) 。
要点三:
元素周期表和元素周期律的应用
1、金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律
左下角对应元素的金属性最强,
右上角对应元素的非金属性最强;
位于周期表中金属和非金属分界线附近(如Al、Si等)既能表现金属性又能表现非金属性。
2、元素化合价与其在元素周期表中的位置关系
主族元素:
最高正化合价=主族序数=最外层电子数(O、F除外);
非金属元素:
最高正化合价+|最低负化合价|=8。
3、元素周期表和元素周期律的应用
要点四:
微粒半径大小的比较方法(电子个数和电子层数)
1、同周期——“序大径小”
同周期,从左到右,随原子序数的递增,半径逐渐减小。
2、同主族——“序大径小”
同主族,从上到下,最外层电子数相同,随着原子序数的递增,原子的半径逐渐增大。
3、同元素
(1)同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴离子>原子>阳离子”。
(2)同种元素不同的价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电核数越多,粒子半径越小。
4、同结构——核外电子排布相同
核外电子排布相同的离子,原子序数越大,半径越小。
最外层电子数相同的粒子,电子层数越多,半径越大。
要点五:
元素金属性、非金属性强弱的判断方法
分类
判断依据
规律
元素金属性以及非金属性强弱的判断
失电子的难易程度
元素的原子失电子越容易,该元素的金属性越强
元素在元素周期表中的位置
①同周期,从左到右,金属性逐渐减弱
②同主族,从上到下,金属性逐渐增强
单质的还原性
单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度
元素的单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越容易(即反应越剧烈),该元素的金属性越强
金属单质之间的置换反应
一种金属单质能把另一种金属从它的盐溶液中置换出来,表明前一种金属的金属性较强,被置换出的金属的金属性较弱
与同一种非金属单质反应
反应条件越苛刻,元素的金属性就越弱;反应越剧烈,元素的金属性就越强
金属阳离子的氧化性
金属阳离子(只有一种阳离子)的氧化性越弱,其对应元素的金属性越强
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
最高价氧化物对应水化物的碱性越强,该元素的金属性越强
小结:
元素原子得失电子的难易程度与元素的非金属性、金属性相对应。
一般来说,原子越易失电子,对应元素的金属性越强;原子越易得电子,对应元素的非金属性越强。
典型例题
1.已知33As与35Br是位于同一周期的主族元素,下列说法正确的是( )
A.原子半径:
As>P>Si
B.酸性:
H3AsO4>H2SO4>H3PO4
C.热稳定性:
HCl>AsH3>HBr
D.还原性:
As3﹣>S2﹣>Cl﹣
【解答】:
A、同周期元素原子,从左到右原子半径逐渐减小,原子半径:
As>Si>P,故A错误;
B、同周期元素最高价含氧酸从左到右逐渐增强,酸性H3AsO4H2SO4>H3PO4>H3AsO4,故B错误;
C、周期元素原子,从左到右氢化物稳定性逐渐增强,热稳定性:
HCl>HBr>AsH3,故C错误;
D、同周期元素原子,从左到右离子还原性逐渐减弱,从上到下,还原性增强。
还原性:
As3﹣>S2﹣>Cl﹣,故D正确。
故选:
D。
2.短周期主族元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大,X的气态氢化物极易溶于Y的氢化物中,常温下,Z的单质能溶于W的最高价氧化物的水化物的稀溶液,却不溶于其浓溶液.下列说法不正确的是( )
A.原子半径的大小顺序为W>Q>Z>X>Y
B.元素Y与W对应氢化物的沸点H2Y>H2W
C.元素X与Y可以形成5种以上的化合物
D.元素Q的最高价氧化物对应的水化物酸性比W的强
【解答】:
短周期主族元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大,X的气态氢化物极易溶于Y的氢化物中,联想NH3极易溶于水,可知X为氮元素,Y为氧元素;常温下,Z的单质能溶于W的最高价氧化物的水化物的稀溶液,却不溶于其浓溶液,说明Z为铝元素,W为硫元素,因为铝在常温下能溶于稀硫酸,在浓硫酸中发生钝化;Q只能为氯元素。
A.电子层越多半径越大,电子层相同时核电荷数越多半径越小,故原子半径Al>S>Cl>N>O,即原子半径Z>W>Q>X>Y,故A错误;B.元素O与S对应氢化物的沸点,水分子间存在氢键,沸点异常的高,所以沸点H2O>H2S,故B正确;C.元素N与O可以形成N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5六种氧化物,故C正确;D.元素氯的最高价氧化物对应的水化物高氯酸的酸性比硫酸的酸性强,故D正确;故选:
A。
变式训练
1.W、X、Y、Z均为短周期元素且原子序数依次增大,元素X和Z同族。
盐YZW与浓盐酸反应,有黄绿色气体产生,此气体同冷烧碱溶液作用,可得到含YZW的溶液。
下列说法正确的是( )
A.原子半径大小为W<X<Y<Z
B.X的氢化物水溶液酸性强于Z的
C.Y2W2与ZW2均含有非极性共价键
D.标准状况下W的单质状态与X的相同
2.短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示,其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半,则下列说法中正确的是( )
A.钠与W可能形成Na2W2化合物
B.由Z与Y组成的物质在熔融时能导电
C.W得电子能力比Q强
D.X有多种同素异形体,而Y不存在同素异形体
3.4种短周期元素在周期表中的位置如下图,X原子最外层有6个电子。
下列说法不正确的是( )
W
X
Y
Z
A.离子半径:
X2﹣<Y2﹣B.非金属性:
W<X
C.还原性:
Y2﹣<Z﹣D.酸性:
H2YO4<HZO4
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