鲁科版必修2 第一章第3节元素周期表的应用 学案5.doc

第3节 元素周期表的应用知识梳理 元素周期律在元素周期表中具体表现为：同周期递变、同主族递变和相似性。一、同周期、同主族元素性质的递变1.同周期元素性质的递变规律随着元素原子序数的递增，元素原子的核电荷数增多，原子半径逐渐减小，原子失电子的能力逐渐减弱,得电子的能力逐渐增强。从左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 表现在金属单质与酸或水反应置换出氢越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱；而非金属单质与氢气化合越来越容易，氢化物的稳定性越来越大，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强。2.元素原子失电子能力间接判断方法（1）比较元素的单质与水（或非氧化性酸）反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。3.元素原子得电子能力强弱的判断方法（1）比较元素的单质跟氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性。一般单质越容易跟氢气结合，生成的气态氢化物越稳定，则元素原子得电子能力越强。（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般来说，酸性越强，元素原子得电子能力越强。4.同主族元素性质的递变规律 随着元素原子序数的递增，元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子对核外电子的吸引力越来越小，失电子的能力逐渐增强，而得电子的能力逐渐减弱。 从上向下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。表现在非金属单质与氢气化合越来越难，氢化物的稳定性越来越小，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱；而金属单质与酸或水反应置换出氢越来越容易，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强。二、元素的原子结构、在元素周期表中的位置与元素性质的关系元素的原子结构、在元素周期表中的位置与元素性质的关系如下:可从下列三个方面去理解上图：(1)从元素原子结构去推测元素在周期表中的位置及有关性质。(2)从元素在周期表中位置推测元素的原子结构和性质。(3)从元素一些主要性质推测元素的原子结构和它在周期表中的位置。三、元素周期表的应用周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是学习化学的重要工具。它在中学化学的具体应用小结如下: 1.半导体元素在金属与非金属的交界处附近，如si、ge等。2.农药中常用元素在右上方，如f、cl、s、p、as等。3.催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料，主要在过渡元素中找，如fe、ni、rh、pt、pd等。4.根据元素的结构、位置、性质关系，比较或推断某些性质。(1)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。(2)比较同周期元素及其化合物的性质。(3)比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。(4)推断一些未学过的元素的某些性质。知识导学1.金属阳离子氧化性强弱一般来说，对主族元素而言，最高价金属阳离子的氧化性越强，则金属元素原子失电子能力越弱。 2.通过金属单质间的置换反应判断失电子能力强弱在水溶液里若mxn+ny=mx+nym+ 则y比x失电子能力强。3.通过非金属单质间的置换反应判断得电子能力强弱通过置换反应，若非金属x能把非金属y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则元素原子得电子能力越强。4.元素原子得电子能力强弱的其他判断方法（1）非金属阴离子还原性的强弱。（2）根据两元素单质与变价金属反应后的金属元素的化合价判断。5.判断元素原子的得失电子能力的强弱需注意的问题（1）元素原子的得失电子能力的强弱，与该元素原子得失电子数目的多少无关。（2）在化学反应中元素的原子失去电子的性质叫做元素的金属性，得到电子的性质叫做元素的非金属性。6.“位、构、性”三角关系图是我们学习元素和化合物知识的主要线索和方法。过去的事让它过去吧，时间会把心头那份深深的创伤治愈的。柯林斯7.除了我们学习的规律之外，在元素周期表中还隐含着许多重要的规律（1）奇偶数规律元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族序数及主要化合价一般也为奇数（或偶数）（族除外）对于第n周期，若n为奇数，则该周期最多容纳（n+1）2/2种元素；若n为偶数，则该周期最多容纳（n+2）2/2种元素。（2）对角线相似规律主要体现在2、3周期中相邻两主族元素，一种位于另一种元素的右下方，则它们的性质相似。如libebcnofnamgalsipscl（3）元素属性规律对于主族元素，设某元素最外层电子数为n，电子层数为m。n/m1时，为非金属元素（h除外），显非金属性；n/m=1时，为金属元素（h除外）。由此可知：第n周期必有n种主族金属元素，（7-n）种非金属元素（不包括稀有气体元素）；第n周期最后一种金属元素必处于第n主族（n1）。8.元素周期表的应用中尤其注意第4部分实质是元素周期律的考查应用（1）如碱性ra(oh)2ba(oh)2；气态氢化物稳定性ch4sih4。（2）如酸性hclo4h2so4；稳定性hclh2s。（3）如比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。（4）如根据a族的ca(oh)2微溶，mg(oh)2难溶，可以推知be(oh)2更难溶。疑难突破1.如何比较微粒半径的大小？剖析：微粒半径这里指共价半径（不包括稀有气体），本题考查简单粒子（原子或离子）半径的比较，关键是从影响因素入手，因此可以概括为“三看”：先看电子层数。电子层数越多，半径越大。电子层数相同，再看核电荷数。核电荷数越大，半径越大。核电荷数相同，再看核外电子数。核外电子数越多，半径越大。可以分为以下几种情况：(1)在同一周期中，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小；在同一主族中，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大。(2)对同一元素来说，阴离子半径原子半径阳离子半径。(3)电子层排布相同的离子，随着核电荷数的递增，离子半径逐渐减小。如离子半径r(ca2+)r(k+)r(cl-)r(s2-)。2.认识同周期元素性质的递变规律时，是选择了第3周期元素为代表来进行探究的，为什么不选择第1、2周期元素呢？剖析：研究事物的普遍性或递变性的时候，要选择最能体现普遍性的事物去研究，而且研究的个体对象数目不能太少。所以要通过从大量事实中总结出普遍规律，同时要注意一些特殊性。 认识同周期元素性质的递变规律时不选择第1、2周期元素，而选择第3周期元素为代表来进行探究，要看第1、第2和第3周期中哪个具有代表性来分析。 第1周期元素只有2种，个体数量太少，并且每一种从在整个周期表的位置来看，都占据了两个顶点的位置，很可能更具有其特殊性；第2周期虽然有8种元素，但金属太少，非金属多，不像第3周期的8种元素中，有3种典型的金属和4种典型的非金属以及1种稀有气体，以便构成一个完整的体系来研究，加上第2周期的大多数元素是每一个主族原子序数最小的，在周期表中的位置是最上边的，可能还有比第3周期元素更多的特殊性。3.同主族元素在原子结构上有什么相似之处？又有什么递变规律？这决定着元素的性质有什么相似之处和递变规律？剖析：本题关键是抓住位构性的内在联系进行分析。元素周期表与元素原子结构特点和元素的性质之间有着密切的关系，元素在周期表中的位置反映了该元素原子结构的特点以及由此决定的元素的性质，故可以根据元素在周期表中的位置，推测它的原子结构和有关性质。 “