湖北省当阳二高2020届高三化学一轮复习 元素周期律导学案

高三化学复习导学案024第二节元素周期律 班级 姓名 组别 组名 【考点解读】元素周期律的应用 2依据核外电子排布推断元素 3推断元素的金属性、非金属性 【知识梳理】 一、原子核外电子的排布1电子层的表示方法及能量变化电子层数由内向外数字表示法1234567字母表示法 离核远近由 到 电子能量由 到 2.原子核外电子排布规律(即核外电子排布三原则)(1)能量最低原理：核外电子总是尽可能先排布在能量 的(离原子核 )的电子层里。(2)每层最多容纳的电子数为 个。(3)最外层电子数最多不超过 个(K层为最外层时不超过 个)；次外层电子数最多不超过 个；倒数第三层电子数最多不超过32个。特别提醒核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条。二、元素周期律 1定义 元素的性质随 的递增而呈变化的规律。2实质 元素原子 的结果。3具体表现形式项目同周期(左右)同主族(上下)原子结构核电荷数逐渐 逐渐 电子层数 逐渐 原子半径逐渐 逐渐 离子半径阳离子逐渐 阴离子逐渐 r(阴离子) r(阳离子)逐渐 化合价最高正化合价由 (O、F除外)负化合价 相同最高正化合价 (O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐 非金属性逐渐 金属性逐渐 非金属性逐渐 离子的氧化、还原性阳离子氧化性 阴离子还原性 阳离子氧化性逐渐 阴离子还原性逐渐 气态氢化物稳定性逐渐 逐渐 最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐 酸性逐渐 三、元素周期表和元素周期律的应用1根据周期表中的位置寻找未知元素 2预测元素的性质(由递变规律推测)(1)比较不同周期、不同主族元素的性质。 如金属性MgAl，CaMg，则碱性Mg(OH)2 Al(OH)3，Ca(OH)2 Mg(OH)2(填“”、“”或“”)； (2)推测未知元素的某此性质。 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为 色固体，与氢 化合,Hat 稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。3启发人们在一定区域内寻找新物质(1)半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga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等问题1：如何比较元素的金属性的强弱？ 问题2：如何比较元素的非金属性的强弱？问题3：影响元素金属性或非金属性强弱的根本原因是什么？例1 (1)下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是_。HCl的溶解度比H2S大HCl的酸性比H2S强HCl的稳定性比H2S大HCl的还原性比H2S弱HClO4的酸性比H2SO4强Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeSCl2能与H2S反应生成S在周期表中Cl处于S同周期的右侧还原性：ClS2(2)有三种金属元素A、B、C，在相同条件下，B的最高价氧化物的水化物的碱性比A的最高价氧化物的水化物的碱性强；若将A、C相连后投入稀硫酸中，发现C表面有明显气泡产生。则这三种金属元素的原子失电子能力由强到弱的顺序是_。四“位”、“构”、“性”三者的关系(1)结构与位置互推问题是解题的基础掌握四个关系式a电子层数周期数 b质子数原子序数 c最外层电子数主族序数 d主族元素的最高正价族序数，负价主族序数8 熟悉常见离子的电子层结构a第二周期第A、A族元素原子能形成稳定的2电子结构的离子。b除第二周期第A、A、A族元素外的其他主族元素原子能形成稳定的8电子结构(氢元素除外)。c本周期的非金属阴离子与下一周期的金属阳离子具有相同的电子层结构。(2)性质与位置互推问题是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：元素的金属性、非金属性。 气态氢化物的稳定性。 最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 金属与H2O或酸反应的难易程度。(3)结构和性质的互推问题是解题的要素最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 判断元素金属性和非金属性的方法。问题1：举例说明常见的10电子的分子、离子各有哪些？ 问题2：举例说明常见的18电子的分子、离子各有哪些？即时巩固 已知A、B、C、D是中学化学中常见的四种不同微粒，它们之间存在如图转化关系：(1)如果A、B、C、D均是10电子的微粒，请写出：A的化学式_，D的电子式_。(2)如果A和C是18电子的微粒，B和D是10电子的微粒，请写出：A与B在溶液中反应的离子方程式_。根据上述离子方程式，可判断C与B结合质子的能