元素周期律复习

.,第2讲元素周期律,.,一、原子核外电子排布,1.电子层的表示方法及各电子层间的关系,.,.,2.原子核外电子排布规律,(1)核外电子一般总是尽先排布在能量较低的电子层里。,(2)每个电子层最多可容纳的电子数为2n2。,最外层最多可容纳的电子数不超过8(K层为最外层时不超过2)。,次外层最多可容纳的电子数不超过18,倒数第三层不超过32。,.,互动探究1核外电子排布的几条规律之间有怎样的关系?以19号元素K的原子结构示意图为例来说明。,答案: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。第、条是对第(2)条的限制。如钾原子由于受第条限制,最外层不能超过8个,故其原子结构示意图为。,.,1.内容:元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化,这个规律叫做元素周期律。,2.实质:元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化的根本原因(实质)是核外电子排布的周期性变化。,3.元素周期表中主族元素性质的递变规律(如下表),二、元素周期律,.,.,.,互动探究2(1)同一主族元素的性质一定都符合上表的规律吗?,(2)最外层电子数相同的元素,其化学性质一定相似吗?,答案:(1)第A族中的氢元素与碱金属元素的某些性质差别较大,如氢有负价,而碱金属只有+1价等。,(2)不一定。0族的He与第A族元素原子的最外层电子数相同,但化学性质差别很大。,.,特别提醒:,常见元素化合价的一些规律:,(1)金属元素无负价,金属单质只有还原性。,(2)氟无正价,氧一般无正价。,.,(3)若元素有最高正价和最低负价,元素的最高正价等于其最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为最高正价+|最低负价|=8(H除外)。,(4)除某些元素(如N元素)外,原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即价奇序奇,价偶序偶。,.,1.元素周期表中元素的分区,(1)分界线:沿着元素周期表中金属元素与非金属元素的交界处画一条斜线,即为金属元素区和非金属元素区分界线。,(2)各区位置:分界线左下方为金属元素,分界线右上方为非金属元素。,(3)分界线附近元素的性质:既表现金属的性质,又表现非金属的性质。,2.元素周期表和元素周期律应用的意义,三、元素周期表和元素周期律的应用,.,(1)科学预言:为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。,(2)寻找新材料,半导体材料:金属与非金属分界处的元素;,优良的催化剂:过渡元素;,耐高温、耐腐蚀的特种合金材料:过渡元素;,高效农药:含F、ClS、P等元素的化合物。,.,考点透析,考点1原子核外电子排布的特殊规律及电子数相等的微粒,典例1(1)某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,则该元素的原子结构示意图是。,.,(2)已知某粒子的结构示意图为,试回答:,当x-y=10时,该粒子为(填“原子”、“阳离子”或“阴离子”)。,当y=8时,常见的粒子可能为、。(填名称),写出y=3与y=7的元素的最高价氧化物对应水化物发生反应的离子方程式:。,.,【解析】(1)设:核电荷数=质子数=a,元素原子的电子层数为x,最外层电子数为y,依题意:a=5x,a=3y,则5x=3y,x=。因原子的最外层电子数不超过8,即y为18的正整数,故仅当y=5,x=3时合理,该元素的核电荷数为15。,.,(2)当x-y=10时,x=10+y,说明核电荷数等于核外电子数,所以该粒子应为原子;当y=8时,因为有18个电子的粒子,所以可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子;y=3时为铝原子,y=7时为氯原子,其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸,反应的离子方程式为Al(OH)3+3H+Al3+3H2O。,.,【答案】(1),(2)原子,氩原子;氯离子;硫离子;钾离子;钙离子,Al(OH)3+3H+Al3+3H2O,.,特别提醒:,因为中学阶段只要求掌握前18号元素,只涉及三层电子,所以解答核外电子排布的习题时,可以从一层电子的结构开始到二层电子的结构、三层电子的结构,进行有序思维,可防止漏掉元素。,.,技能归纳,1.记住120号元素的特殊的电子层结构,(1)最外层有1个电子的元素:H、Li、Na、K;,(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar;,(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C;,(4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素:O;,(5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素:Li、P;,(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素:Ne;,.,(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si;,(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素:Li、Mg;,(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素:Be、S;,(10)电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al。,.,2.10e-与18e-微粒,.,特别提醒:,若两种微粒的质子数和核外电子数分别相等,则它们的关系可能为以下几种:,(1)两种原子(同位素),如HHH。,(2)两种分子,如:CH4、NH3、H2O、HF、Ne。,(3)两种带电荷数相同的阳离子,如N、H3O+。,(4)两种带电荷数相同的阴离子,如OH-、F-。,.,1.用A+、B-、C2-、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒(离子或分子)。请回答下列问题:,(1)A元素是,B元素是,C元素是。(用元素符号表示),(2)D是由两种元素组成的双原子分子,其分子式是。,(3)E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子,其分子式是。,(4)F是由两种元素组成的三原子分子,其分子式是,学以致用,.,电子式是。,(5)G分子中含有4个原子,其分子式是。,(6)H分子中含有8个原子,其分子式是。,.,【解析】(1)A+有18个电子,则A有19个电子,所以是K;B-含18个电子,则B有17个电子,所以是Cl;同理,C是S。(2)D是由两种元素组成的双原子分子,且含18个电子,所以只能是HCl。(3)含18个电子的微粒中氧化能力强的分子有F2、H2O2,但H2O2的氧化能力不及F2。(4)F是由两种元素组成的三原子分子,且含18个电子,所以是H2S,注意电子式书写的规范性。(5)G分子中含有4个原子,且含18个电子,H2O2和PH3均可。(6)H分子中含有8个原子,且含18个电子,平均每个原子所含的电子少于3个,分子中应含有多个氢原子,所以是C2H6。,.,【答案】(1)K;Cl;S,(2)HCl,(3)F2,(4)H2S;H,(5)H2O2(或PH3),(6)C2H6,.,典例2下列粒子中,粒子的氧化性依次增强,且半径依次减小的是(),A.O、Cl、S、PB.K+、Mg2+、Al3+、H+,C.I-、Br-、Cl-、Fe3+D.Al3+、Mg2+、Ca2+、Ba2+,考点2微粒半径大小比较,.,【解析】A项中,氧化性:ClSP,OS,半径:ClCa2+Mg2+Al3+。,【答案】B,.,1.同周期原子的半径,同周期元素的原子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外),如NaMgAlSi。,2.同主族原子的半径,同主族元素的原子半径随核电荷数增大而逐渐增大,如LiNa+Mg2+Al3+。,4.同种元素形成的微粒,同种元素形成的微粒电子数越多,半径越大,如Fe3+Fe2+Fe,H+HH-。,5.电子数和核电荷数都不同的,可通过一种参照物进行比较,如比较Al3+与S2-的半径大小,可找出与Al3+电子数相同、与S2-同族的元素O2-来比较:Al3+O2-,且O2-C,B.原子半径:BAC,C.离子半径:A2-C-B2+,D.原子核外最外层电子数:ACB,学以致用,2.A、B、C为三种短周期元素,A、B在同周期,A、C的最低价离子分别为A2-和C-,B2+和C-具有相同的电子层结构。下列说法不正确的是(),.,【解析】根据题意易知B是镁、C是氟、A是硫。三种元素形成的简单离子中S2-电子层最多,半径最大,F-的半径因其核电荷数小而比Mg2+的大。,【答案】D,.,考点3元素金属性和非金属性相对强弱的判断,典例3(1)下列事实中能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是(填序号)。,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位于S同周期的右侧还原性:Cl-A;又根据A与C形成原电池,C作正极,可判断失电子能力:AC,故三种金属元素的原子失电子能力:BAC。,【答案】(1),(2)BAC,.,技能归纳,元素金属性或非金属性的强弱比较方法有:,1.根据元素在周期表中的位置比较。,2.根据金属活动性顺序表比较。,3.根据实验,(1)元素金属性强弱的比较,根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度:越易反应,.,则对应金属元素的金属性越强。,根据金属单质与盐溶液的置换反应:A置换出B,则A对应的金属元素比B对应的金属元素的金属性强。,根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱:单质的还原性越强,对应阳离子的氧化性越弱,元素的金属性越强(Fe对应的是Fe2+,而不是Fe3+)。,根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。,根据电化学原理:不同金属形成原电池时,作负极的,.,金属较活泼;在电解池中的惰性电极上,先析出的金属其对应的元素较不活泼。,(2)元素非金属性强弱的比较,根据非金属单质与H2化合的难易程度:越易化合,则其对应元素的非金属性越强。,根据形成的氢化物的稳定性或还原性:越稳定或还原性越弱,则其对应元素的非金属性越强。,根据非金属之间的相互置换:A能置换出B,则A的非金属性强于B的非金属性。,.,根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,则元素的非金属性越强。,根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱:单质的氧化性越强,其对应阴离子的还原性越弱,元素的非金属性越强。,规律方法:,判断元素金属性(或非金属性)强弱的方法很多,但也不能滥用,有些是不能作为判断依据的,如:通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素金属,.,性或非金属性的强弱,而不是根据得、失电子的多少。通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱,而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。,.,B.因为钠原子比铝原子容易失去电子,所以钠比铝的还原性强,C.从钠到氯,最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强,D.氧与硫为同主族元素,氧比硫的原子半径小,氧比硫的氧化性强,学以致用,3.下列关于元素周期表和元素周期律的说法中不正确的是(),A.从氟到碘,生成的氢化物熔、沸点逐渐升高,稳定性逐渐减弱,【答案】A,.,实验探究探究元素性质的递变规律,探究元素性质的递变规律,主要是比较元素的金属性、非金属性的强弱。其主要理论依据如下:,1.元素的金属性与非金属性的对比分析,元素的金属性是指元素原子失电子能力的大小,或形成化学键时成为阳离子的倾向大小,或价电子偏离的能力。失电子能力越大或形成阳离子倾向越大,或价电子偏,.,离越远,其元素的金属性越强。相反,元素的非金属性就越强,其原子越易得电子,或成键时形成阴离子的倾向越大,或强烈吸引成键电子。,2.比较元素金属性强弱的依据,(1)同周期从左向右,随着核电荷数的增大,金属性减弱,同主族由上到下,随着核电荷数的增大,金属性增强;,(2)依据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性愈强,其元素的金属性也愈强;,(3)依据金属活动性顺序表(极少数例外);,.,(4)常温下与酸反应的剧烈程度;,(5)常温下与水反应的剧烈程度;,(6)与盐溶液发生的置换反应;,(7)高温下与金属氧化物间的置换反应;,(8)通过原电池的正、负极判定;,(9)通过电解池阴极放电顺序判定。,3.比较元素非金属性强弱的依据,(1)同周期从左到右,随核电荷数的增大,非金属性增强,.,同主族由上到下,随核电荷数的增大,非金属性减弱;,(2)依据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性愈强,其元素的非金属性也愈强;,(3)依据其气态氢化物的稳定性:稳定性愈强,非金属性愈强;,(4)依据单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成的氢化物的稳定性:越易与氢气反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强;,.,(5)与盐溶液之间的置换反应:非金属单质间的置换反应,非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强,如Br2+2KI2KBr+I2;,(6)相互化合后的价态:如S+O2SO2,说明O的非金属性强于S;,(7)其他:如2Cu+SCu2S,Cu+Cl2CuCl2,所以Cl的非金属性强于S。,.,实验设计的要求:安全易做;原料经济、常见;现象明显、独特;方案恰当、合理。,【示例】某同学做同周期元素性质递变规律的实验时,自己设计了一套实验方案,并记录了有关实验现象如下表:,特别提醒:,.,.,请你帮助该同学整理并完成实验报告:,(1)实验目的:。,(2)实验用品:,仪器:,药品:。,.,(3)实验内容:(填写题给信息表中的序号),.,(4)实验结论:。,(5)请用物质结构理论简单说明产生上述结论的原因。,(6)请你补充两组简单易行的实验方案,证明此周期中另外两种元素性质的递变规律。,.,【解析】该题综合性很强,以实验探究的形式考查元