第3课 元素周期律及其应用.docx
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第3课元素周期律及其应用
2018寒假冲刺600班化学课程
第三课元素周期律及其应用
【本课预习】(线下操作提示:
进行课前检查,可对完成好的学生予以酌情奖励)
1.在多电子原子里,核外电子是排布的。
在已发现的元素中,原子核外最多有个电子层,由里向外,这些电子层依次为层(填字母);一般来说,处于电子层的电子具有的能量最小,离核愈远的电子层上的电子具有的能量愈。
2.第三周期的三种金属可用一种中性试剂(可加热)来比较它们金属性的强弱,这种试剂是,实验现象分别为
,有关反应的化学方程式为、,它们金属性强弱的顺序是。
第三周期四种非金属元素最高价氧化物对应的水化物的化学式分别为(按酸性由弱到强的顺序填写),其中属于弱酸的是,属于中强酸的是。
3.元素的性质与元素在周期表中的位置有关。
同周期元素,从左至右,原子半径逐渐
;失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;金属性逐渐,
非金属性逐渐。
4.根据同周期和同主族元素性质的递变规律可推知:
非金属性最强的元素应位于元素周期表中的,它是(填元素名称,下同)元素;金属性最强的元素应位于元素周期表中的,它是元素(放射性元素除外)。
5.元素的化合价与原子的最外层电子数有密切关系。
主族元素的最高正化合价等于其
,若某非金属元素原子的最外层电子数为a,则它的最高正价为,最低负价为。
【参考答案】
1.分层7K、L、M、N、O、P、QK高2.水钠跟冷水剧烈反应;镁跟冷水反应缓慢,跟沸水反应较快;铝跟冷水、沸水均难反应2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑Na>Mg>AlH2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4H2SiO3
H3PO43.减小减弱增强减弱增强
【知识讲解】
一.元素周期律(线下操作提示:
此处可让学生先填空,可让学生整体回答)
1.元素周期律:
元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.比较粒子(包括原子、离子)半径的方法:
(1)先比较电子层数,电子层数多的半径大。
(2)电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数越多,原子核和核外电子之间吸引力越大,粒子半径越小。
3.同周期元素化合价和原子半径的递变规律:
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同,最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
【知识应用】
★1.主族元素R最高正价氧化物对应水化物的化学式为H2RO3,则其氢化物的化学式是(B)
A.HRB.RH4C.H2RD.RH3
解析:
最高正价为+4,所以在氢化物中显最低负价为-4,答案为B。
★★2.X元素的阳离子、Y元素的阳离子和Z元素的阴离子都具有相同的电子层结构。
X的阳离子半径大于Y的阳离子半径,则X、Y、Z三元素的原子序数大小顺序正确的是(D)
A.X 解析: 先根据题意以及半径比较方法,排出X、Y、Z在周期表中的相对位置,再做判断。 Z X Y 【要点小结】 1.熟练掌握最高正价和最低负价之间的计算关系,注意没有最高正价的特例 2.对粒子半径的比较,画出粒子结构示意图后,遵循电子层数——核电荷数——外层电子数的分析顺序 【拓展提升】 ★1.某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4,由此可以判断(D) A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定 D.R气态氢化物化学式为H2R 解析: 最高正价和最低负价绝对值之和为8,则R最高正价为+6,最低负价为-2,由此判断。 ★2.下列微粒半径由大到小的排列是(B) A.P3-,S2-,Cl-B.Cl-,S2-,O2-C.Ca,Mg,NaD.K+、Cl-,S2- 解析: 根据电子层数——核电荷数——核外电子数的顺序进行比较。 ★★3.已知短周期元素的离子,aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是(C) A.原子半径A>B>C>DB.原子序数A>B>C>D C.离子半径C>D>B>AD.四种元素为同周期元素 解析: 依题意,先排出A、B、C、D四种元素在周期表中相对位置,然后进行判断。 cC3- dD- bB+ aA2+ 【知识讲解】 4.同周期元素性质及相关物质性质变化规律: (线下操作提示: 此处可让学生先填空,可让学生整体回答) 第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl (1)金属性、非金属性 金属性减弱,非金属性增加 (2)单质与水或酸 置换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 —— (3)氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl (4)与H2化合的难易 —— 由难到易 (5)氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 (6)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 变化规律 碱性减弱,酸性增强 【知识应用】 ★1.元素性质呈周期性变化的基本原因是(A) A.核外电子排布呈周期性变化B.元素的原子量逐渐增大 C.核电荷数逐渐增大D.元素化合价呈周期性变化 ★2.下列单质中,最容易跟氢气发生反应的是(C) A.O2B.N2C.F2D.Cl2 解析: 比较元素非金属性强弱即可。 【要点小结】 1.从电子层数和核电荷数两个角度分析元素性质递变规律的根本原因、 2.熟练掌握元素金属性和非金属性对应的各种物质性质在周期表中的变化规律 【拓展提升】 ★1.下列说法正确的是(C) A.在化学反应中某元素由化合态变为游离态,该元素一定是被还原了 B.失电子难的原子获得电子的能力一定强 C.电子层结构相同的各种离子,它的半径随核电荷数的增加而减小 D.最外层电子数较少的金属元素,一定比最外层电子数较它多的金属元素活泼性强 ★★2.同周期的X、Y、Z三种元素,已知其高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是: HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列各判断中正确的是(B) A.原子半径: X>Y>ZB.单质的氧化性: X>Y>Z C.气态氢化物稳定性: X<Y<ZD.原子序数: X<Y<Z 解析: 根据已知,非金属性X>Y>Z,在周期表中从左至右为ZYX,即可得答案 ★★3.元素周期律和元素周期表是学习化学的重要工具,下列说法正确的是 A.门捷列夫根据原子量排列的周期表成功预言了类铝(镓)、类硅(锗)等元素的存在 B.铀(U)属于过渡元素,能跟氟形成UF6,据此可推测U原子最外层有6个电子 C.HF、HCl、HBr、HI的还原性依次增强,热稳定性依次减弱,沸点依次升高 D.Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次增加,故失去电子的能力越来越强 【答案】A 【解析】 试题分析: A.门捷列夫根据原子量排列的周期表成功预言了类铝(镓)、类硅(锗)等元素的存在,这是应用元素周期律的规律预测的,正确;B.铀(U)属于过渡元素,能跟氟形成UF6,形成的化合物中元素的化合价不一定是该元素的最高正化合价,所以不能据此可推测U原子最外层有6个电子,错误;C.F、Cl、Br、I是同一主族的元素,由于从上到下元素的非金属性逐渐减弱,所以其氢化物的稳定性逐渐减小,还原性逐渐增强,而这些物质都是分子晶体,除HF分子之间存在氢键外,分子之间通过分子间作用力结合,所以物质熔沸点的高低不能比较元素的非金属性的强弱,错误;D.Na、Mg、Al是同一周期的元素,由于从左到右,原子半径逐渐减小,所以原子失去电子的能力就越来越弱,错误。 考点: 考查元素周期律和元素周期表的应用的知识。 【知识讲解】 二.同周期、同主族元素性质及相应物质性质变化规律小结 1.同周期比较: 金属性: Na>Mg>Al 与酸或水反应: 从易→难 碱性: NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 非金属性: Si<P<S<Cl 单质与氢气反应: 从难→易 氢化物稳定性: SiH4<PH3<H2S<HCl 酸性(含氧酸): H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4 2.同主族比较: 金属性: Li<Na<K<Rb<Cs(碱金属元素) 与酸或水反应: 从难→易 碱性: LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH 还原性(失电子能力): Li<Na<K<Rb<Cs 氧化性(得电子能力): Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+ 非金属性: F>Cl>Br>I(卤族元素) 单质与氢气反应: 从易→难 氢化物稳定: HF>HCl>HBr>HI 氧化性: F2>Cl2>Br2>I2 还原性: F-<Cl-<Br-<I- 酸性(无氧酸): HF<HCl<HBr<HI (线下操作提示: 离子得失电子能力的顺序以及无氧酸酸性的变化规律是难点,可以请基础比较好的同学站起来回答分析) 【知识应用】 ★1.下列结论正确的是(C) ①微粒半径: S2->Cl->Br->F-②氢化物稳定: HF>HCl>H2S>H2Te ③离子的还原性: S2->Cl->Br->I-④氧化性: Cl2>S>Se>Te ⑤酸性: H2SO4>HClO4>H2SeO4⑥非金属性: F>Cl>S>Se A.只有①B.①③④C.②④⑥D.只有⑥ 解析: 周期律简单应用。 ★★2.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X原子的最外层电子数是其电子层数的1/2倍,Y是地壳中含量最高的金属元素,Z、W与Y同周期且互不相邻。 下列叙述正确的是 A.X与氧气反应可生成不止一种氧化物 B.原子半径: W>Z>Y>X C.气态氢化物稳定性: HmZ>HnW D.W位于第3周期第ⅦA族 【答案】D 【解析】 试题分析: Y是地壳中含量最高的金属,则Y是Al元素;X原子的最外层电子数是其电子层数的1/2倍,则X的电子层数不能是奇数,所以X只能是第二周期元素,则X的最外层电子数是1,所以X是Li元素;因为Y是第三周期元素,则Z、W也是第三周期元素,且Z、W与Y同周期且互不相邻,所以Z是P元素,W是Cl元素。 A、Li与氧气在常温或加热条件下都只生成Li2O一种产物,错误;B、根据元素周期律,原子半径随电子层数的增多而增大,随核电荷数的增多而减小,所以Y的原子半径最大,其次是Z、W,X最小,错误;C、W的非金属性比Z强,所以气态氢化物的稳定性HmZ 【要点小结】 1.从氧化还原的角度分析单质性质变化和对应离子的性质变化 2.熟练掌握原子结构、元素周期表和元素周期律之间的相互推断 【拓展提升】 ★★1.“类推”是一种在化学学习中常用的方法,下列类推结论中正确的是 A.ⅣA族元素氢化物熔点顺序: GeH4>SiH4>CH4;则ⅥA族元素氢化物熔点顺序也应为: H2Se>H2S>H2O B.第2周期元素氢化物的稳定性顺序是HF>H2O>NH3;则第3周期元素氢化物的稳定性顺序也是HCl>H2S>PH3 C.工业上用电解熔融的氯化镁制备镁单质,工业上也可用电解熔融的氯化铝制备铝单质 D.BaCl2溶液中通入SO2无沉淀产生,则Ba(NO3)2溶液中通入SO2也无沉淀产生 【答案】B 【解析】 试题分析: A、IVA元素的氢化物都是分子晶体,分子之间无氢键的形成,所以物质的熔点随相对分子质量的增大而升高,而VIA中,分子之间可以形成氢键,使分子之间作用力增大,熔点升高,所以水的熔点最高,错误;B、氢化物的稳定性与非金属性有关系,非金属性越强,氢化物的稳定性越强,第二周期与第三周期的元素的非金属性都是从左到右逐渐增强,所以氢化物的稳定性逐渐增强,正确;C、氯化镁是离子化合物,而氯化铝是共价化合物,所以不能电解熔融的氯化铝来制取Al,错误;D、亚硫酸的酸性比盐酸弱,所以二氧化硫与氯化钡溶液不反应,而二氧化硫通入硝酸钡溶液中,溶液呈酸性,则溶液中相当于存在硝酸,硝酸氧化二氧化硫为硫酸根离子,所以硫酸根离子与钡离子反应生成硫酸钡沉淀,错误,答案选B。 ★2.下列有关物质性质说法不正确的是 A.热稳定性: HCl>HIB.原子半径: Na>K C.元素的最高正价: S>SiD.氧化性: Br2<Cl2 【答案】B 【解析】 试题分析: A、因为Cl非金属性大于I,所以热稳定性: HCl>HI,故A正确;B、K与Na位于同一主族,K位于第4周期,Na位于第3周期,所以原子半径: Na<K,故B错误;C、S元素的最高正价为+6,Si元素的最高正价为+4,所以元素的最高正价: S>Si,故C正确;D、因为Br打非金属性小于Cl,所以氧化性: Br2<Cl2,故D正确。 考点: 本题考查原子结构与元素周期律。 ★★★3.下表为部分短周期元素化合价及相应氢化物沸点的数据: 元素性质 元素编号 A B C D E F G H 氢化物的沸点(℃) -60.7 -33.4 -111.5 100 -87.7 19.54 -84.9 -161.5 最高化合价 +6 +5 +4 +5 +7 +4 最低化合价 -2 -3 -4 -2 -3 -1 -1 -4 已知: ①A与D可形成化合物AD2、AD3,可用于制备强酸甲; ②B与D可形成化合物BD、BD2,可用于制备强酸乙。 请回答: (1)表中属于第三周期元素的是(用表中元素编号填写)。 (2)比较A、D、G三种简单阴离子的半径大小: r()>r()>r()(均用实际的元素符号表示)。 (3)分子组成为ADG2的物质在水中会强烈水解,产生使品红溶液褪色的无色气体和一种强酸。 该反应的化学方程式是: 。 (4)以下说法正确的是(填编号)。 a.元素H与元素C的单质、其氢化物、最高价氧化物的沸点都是H的高 b.工业上单质C的制备要用到单质H、G;单质C可以与强碱、F的氢化物的水溶液反应 c.能说明元素D的非金属性比A强的实验: 把D的单质通入到A的氢化物的水溶液来实现 d.BD2-的钠盐、G-的钠盐的外观及其相似,鉴别它们可以用酸性高锰酸钾溶液、酸性碘化钾淀粉溶液,也可以通过检测两溶液的pH值来鉴别 【答案】 (1)ACEG (2)r(S2-)>r(Cl-)>r(O2-);(3)SOCl2+H2O=SO2+2HCl(4)bcd 【解析】 试题分析: A与D可形成化合物AD2、AD3,结合元素的化合价可知,A为S,D为O,B、E均在第ⅤA族,B与D可形成化合物BD、BD2,可用于制备强酸乙,则B为N,E为P;C、H均在ⅣA族,由氢化物的沸点可知,C为Si,H为C;F、G均在ⅤⅡA,F的沸点高,F为F元素,G为Cl,则 (1)由以上元素的可知,ACEG在第三周期; (2)电子层越多,半径越大,具有相同电子排布的离子,原子序数大的离子半径小,则离子半径为r( S2-)>r(Cl-)>r(O2-); (3)ADG2的物质为SOCl2,由信息可知生成二氧化硫和盐酸,该反应为SOCl2+H2O=SO2+2HCl; (4)a.甲烷的沸点和CO2的放电均低于SiH4和二氧化硅的,a错误;b.工业上单质硅,需要焦炭和氯气,硅与强碱以及HF均反应,b正确;c.氧气能置换出H2S中的单质硫,这说明氧元素的非金属性比硫强,c正确;d.亚硝酸盐水解显碱性,氯化钠溶液显中性,可以通过检测两溶液的pH值来鉴别;酸性高锰酸钾溶液能氧化氯离子为氯气,而亚硝酸盐能氧化碘离子,因此鉴别它们可以用酸性高锰酸钾溶液、酸性碘化钾淀粉溶液,d正确,答案选bcd。 【课堂练习】 ★1.元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。 下列说法不合理的是 A.由水溶液的酸性: HCl>H2S,可推断出元素的非金属性: Cl>S B.若X+和Y2-的核外电子层结构相同,则原子序数: X>Y C.在元素周期表中,硅、锗都位于金属与非金属的交界处,都可以作半导体材料 D.Cs和Ba分别位于第六周期ⅠA族和ⅡA族,碱性: CsOH>Ba(OH)2 【答案】A 【解析】 试题分析: A.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就越强,所以不能由水溶液的酸性: HCl>H2S,可推断出元素的非金属性: Cl>S,错误;B.元素的原子失去电子变为阳离子,元素的原子获得电子变为阴离子,所以若X+和Y2-的核外电子层结构相同,则原子序数: X>Y,正确;C.在元素周期表中,硅、锗都位于金属与非金属的交界处,元素既有金属的性质也有非金属元素的性质,因此都可以作半导体材料,正确;D.同一周期的元素,元素的原子序数越大,原子半径就越小,原子失去电子就越难,元素的金属性就越弱,相应的碱的碱性就越弱。 Cs和Ba分别位于第六周期ⅠA族和ⅡA族,碱性: CsOH>Ba(OH)2,正确。 ★★2.根据砷元素的原子结构示意图 ,做出如下推理,其中与事实不符的是() A.砷元素位于元素周期的第四周期、第VA族 B.砷原子不如溴原子的得电子能力强 C.砷酸酸性比磷酸酸性强 D.在相同条件砷元素的氢化物的稳定性弱于氨气 【答案】C 【解析】 试题分析: A.根据砷元素的原子结构示意图可知砷元素位于元素周期的第四周期、第VA族,正确;B.Br、As是同一周期的元素,由于原子半径As>Br,所以得到电子的能量As 元素的非金属性N>As,在相同条件砷元素的氢化物的稳定性弱于氨,正确。 考点: 考查元素的原子结构、与性质、位置的关系的知识。 ★3.下列事实中,能说明氯的非金属性比硫强的是() ①HClO的氧化性比H2SO4的氧化性强②常温下氯气是气态而硫是固态 ③盐酸酸性比氢硫酸强④HCl比H2S稳定⑤H2S能被Cl2氧化成硫 ⑥SCl2分子中氯显-1价⑦氯气与氢气化合比硫与氢气化合要容易进行 ⑧Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS A.①②③④⑤⑥⑦⑧B.①④⑤⑥⑦ C.④⑤⑥⑦⑧D.③④⑤⑦⑧ 【答案】C 【解析】 试题解析: ①比较非金属性强弱,应用最高价氧化物对应的水化物的酸性,HClO不是氯的最高价含氧酸不能用于比较,故错误;②物理性质不能用于比较化学性质,故错误;③比较非金属性强弱不能用氢化物的酸性.故选C。 ★★4.已知A、B、C、D、E是短周期原子序数依次增大的五种元素,A原子在元素周期表中原子半径最小,B与E同主族,且E的原子序数是B的两倍,C、D是金属,它们的氢氧化物均难溶于水。 下列说法不正确的是() A.单质D可用于冶炼某些难熔金属 B.工业上常用电解法制得C和D的单质 C.稳定性: A2B>A2E D.简单离子的半径: C>D>E>B 【答案】D 【解析】 试题分析: 根据题意可推知: A是H;B是O;C是Mg;D是Al;E是S。 A.单质Al可以发生铝热反应,可用于冶炼活动性比Al弱而熔沸点比较高的某些难熔金属,正确;B.由于Mg、Al是活泼的金属,用一般还原剂不能将其还原出来,所以在工业上常用电解法制得C和D的单质,正确;C.元素的非金属性O>S,元素的非金属性越强,其相应的氢化物的稳定性就越强,所以稳定性: A2B>A2E,正确;D.对应电子层数不同的元素来说,离子核外电子层数越多,离子半径就越大;对于电子层数相同的微粒来说,核电荷数越大,离子半径就越小,所以离子核外简单离子的半径: E>B>C>D,错误。 【课后作业】 ★1.下列各组中的三种酸,按酸性由强到弱的顺序排列的是(C) A.H2SiO3、H2CO3、HNO3B.H2SO4、HClO4、HBrO4 C.HNO3、H3PO4、H4SiO4D.H2SO4、H3PO4、HClO4 解析: 先将中心元素在周期表的位置排出,根据同周期和同主族的非金属性递变即可判断。 ★2.下列递变规律正确的是(C) A.HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强, B.HCl、HBr、HI的稳定性依次增强 C.钠、镁、铝的还原性依次减弱 D.P、S、Cl最高正价依次降低。 ★★3.运用元素周期律分析下面推断,其中错误的是(D) A.铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性 B.砹(At)为有色固体,HAt不稳定,AgAt感光性很强,但不溶于水也不溶于酸 C.硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体 D.硒化氢(H2Se)是有色、有毒的气体,比H2S稳定 解析: 同主族元素从上至下非金属性逐渐减弱,氢化物稳定性减弱。 ★★4.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素,A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性,且碱性B>A,C和D的气态氢化物的稳定性C>D;E是这五种元素中原子半径最小的元素,则它们的原子序数由小到大的顺序是(C) A.A、B、C、D、EB.E、C、D、B、A C.B、A、D、C、ED.C、D、A、B、E 解析: 根据提示信息画出相对位置关系再做判断。 ★★5.已知元素的电负性与元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。 下面给出14种元素的电负性。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2. 1.5 2.5 2.8 4. 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 根据以上的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是: 。 解析: 一般此类答题需要答出周期性变化,以及在周期内怎样变化。 答案为: 在同一周期中,随着原子序数的递增,元素的电负性逐渐增大,并呈周期性变化 ★★★6. (1)请在下图所示元素周期表中用实线画出主族元素的边界。 (2)在所有的气态氢化物中,元素乙的氢化物最稳定,写出元素乙的单质与水反应的化学方程式。 (3)金属元素丙与两种非金属元素形成的化合物溶液常用于检验CO2,则元素丙的简单离子与元素甲的简单离子的半径大小关系是(用离子符号表示),元素丁的原子序数比丙小8,写出元素丁的单质在CO2中燃烧的化学方程式。 (4)元素戊是第三周期中简单离子半径最小的元素,写出该元素的最高价氧化物对应水化物的电离方程式。 【答案】 (1) (2)2F2+2H2O===4HF+O2(3)
As,所以砷酸酸性比磷酸酸性弱,错误;D.元素的非金属性越强,其相应的氢化物的稳定性就越强。
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- 第3课 元素周期律及其应用 元素周期律 及其 应用