学年高一化学人教版必修2导学案第1章第2节 元素周期律.docx
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学年高一化学人教版必修2导学案第1章第2节元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律
【学习目标】
1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。
2.了解核外电子分层排布的规律。
3.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
4.理解元素周期律的内容和实质。
【自主学习】
一、原子核外电子的排布
1.核外电子的分层排布
在多电子的原子里,电子的能量并不相同。
能量低的,通常在离核____的区域运动;能量高的,通常在离核____的区域运动。
核外电子的分层运动,又叫核外电子的分层排布。
其关系如下:
电子层(n)符号
离核远近能量高低
近→远
低→高
2.原子核外电子的排布规律
3.
(1)原子(离子)结构的表示方法,如下所示:
(2)原子结构示意图中,核内质子数等于核外电子数,而离子结构示意图中,二者则不相等。
如:
Na+____________ Cl-____________
阳离子:
核外电子数小于核电荷数。
阴离子:
核外电子数大于核电荷数。
点拨 ①电子层实质上是一个“区域”,或者说是一个“空间范围”,它与宏观上层的含义完全不同。
②核外电子排布的规律是互相联系的,不能孤立地理解。
如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。
其原子结构示意图为
而不应该是
。
[议一议]
判断正误,正确的打“√”,错误的打“×”
(1)锂的原子结构示意图是
( )
(2)某原子M层电子数为L层电子数的4倍( )
(3)某离子M层和L层电子数均为K层的4倍( )
(4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数( )
二、元素周期律
1.原子结构的周期性变化
(1)元素原子核外电子排布的周期性变化
规律:
随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现________________的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素原子半径的周期性变化
规律:
随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现________________的周期性变化。
2.元素性质的周期性变化
(1)元素主要化合价的周期性变化
规律:
随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现__________,最低负化合价呈现__________的周期性变化。
点拨 元素化合价的“三个二”
①二“特殊”。
F无正价,O无最高正价;
②二“只有”。
金属只有正价,只有非金属才有负价;
③二“等式”(主族元素)。
最高正价=最外层电子数,
|最低负价数值|+|最高正价数值|=8。
(2)元素金属性、非金属性的周期性变化
①Na、Mg、Al与水(或酸)反应的比较
Na
Mg
Al
规律(同周期从左到右)
单质与水(或酸)反应
与冷水________反应,产生氢气
与冷水几乎不反应,与沸水反应________,放出氢气;与酸反应________,放出氢气
与酸反应________,放出氢气
从水或酸中置换H2能力逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH ____碱
Mg(OH)2 ________碱
Al(OH)3
________氢氧化物
最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱
②Si、P、S、Cl四种元素性质的比较
Si
P
S
Cl
规律(同周期从左到右)
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
与H2化合能力逐渐增强
形成的气态氢化物的热稳定性
SiH4____________
PH3____________
H2S____________
HCl____________
氢化物稳定性逐渐增强
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性强弱
H2SiO3____酸
H3PO4__________酸
H2SO4____酸
HClO4强酸(比H2SO4酸性
)
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强
结论:
随着原子序数的递增,元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
3.元素周期律
内容:
________________________________________________________________________。
实质:
元素周期律是________________________发生周期性变化的必然结果。
点拨 ①元素的性质包括:
原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等。
②物质的性质:
物理性质:
颜色、状态、气味、挥发性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。
化学性质:
氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。
[议一议]
在第三周期元素中,除稀有气体元素外:
(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。
(2)金属性最强的元素是________(填元素符号)。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(用化学式回答,下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是________。
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。
(6)氧化物中具有两性的是________。
【难点突破】
一、原子核外电子排布规律的应用
例1
已知A、B、C三种元素的原子中,质子数为A
试推断:
(1)三种元素的名称和符号:
A________,B________,C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图:
A________,B________,C________。
【归纳总结】
1.确定元素的种类
根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类,注意1~20号元素原子结构的特殊关系。
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
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
<4
易失电子
金属性
只有正价,一般是+1→+3
非金属元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价
又有负价
特别提醒
(1)通常把最外层有8个电子(K层为最外层时电子数是2个)的结构,称为相对稳定结构。
稀有气体的原子就是上述结构,一般不与其他物质发生化学反应。
当元素的原子最外层电子数小于8(K层小于2)时是不稳定结构。
在化学反应中,不稳定结构总是通过各种方式(如得失电子、共用电子等)趋向达到相对稳定结构。
(2)过渡元素原子最外层电子数不超过2个,若原子最外层有n个电子:
①n=1,位于第ⅠA族或过渡元素区。
②n=2,位于第ⅡA族、0族或过渡元素区。
③n≥3时,则一定位于第n主族(n=8时,位于0族)。
变式训练1 短周期元素中,A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍;B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍;C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半;D元素原子最外层有1个电子,D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同,则4种元素原子序数关系中正确的是( )
A.C>D>B>AB.D>B>A>C
C.A>D>C>BD.B>A>C>D
二、元素周期律
例2
已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素,最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断正确的是( )
A.气态氢化物的稳定性:
HX>H2Y>ZH3
B.非金属活泼性:
Y<X<Z
C.原子半径:
X>Y>Z
D.原子最外层电子数:
X 归纳总结 1.元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 增多 最外层电子数 增多 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素的化合价 最高正价: +1→+7 负价数=族序数-8 最高正价(O、F除外)、负价数相同,最高正价=族序数 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律 (1)金属性强弱的判断依据 ①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行,则其金属性越强。 ②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强,则其金属性越强。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A能置换出B,则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中,前面的金属性强于后面的金属性。 ⑤金属阳离子的氧化性越强,则其单质的还原性越弱,元素的金属性越弱(注: Fe的阳离子仅指Fe2+)。 (2)非金属性强弱的判断依据 ①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行,则其非金属性越强。 ②非金属元素气态氢化物的稳定性越强,则元素的非金属性越强。 ③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强,则其非金属性越强。 ④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A能置换出B,并且A体现出氧化性,则A的非金属性强于B。 ⑤非金属阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱,元素的非金属性越弱。 变式训练2 X、Y两元素是同周期的非金属主族元素,如果X原子半径比Y的大,下面说法正确的是( ) A.最高价氧化物对应水化物的酸性,X的比Y的强 B.X的非金属性比Y的强 C.X的阴离子比Y的阴离子还原性强 D.X的气态氢化物比Y的稳定 三、微粒半径大小的比较——“四同”规律 例3 下列微粒半径大小的比较中,正确的是( ) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2- B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na 规律总结 粒子半径大小的比较——“四同”规律 1.同周期——“序大径小” (1)规律: 同周期,从左往右,原子半径逐渐减小。 (2)举例: 第三周期中: r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 2.同主族——“序大径大” (1)规律: 同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例: 碱金属: r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs),r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。 3.同元素 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。 某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。 如: r(Na+)<r(Na);r(Cl-)>r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。 带电荷数越多,粒子半径越小。 如: r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 4.同结构——“序大径小” (1)规律: 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。 (2)举例: r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 特别提醒 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例: 比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照,可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 变式训练3 已知下列原子的半径: 原子 N S O Si 半径r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17 根据以上数据,磷原子的半径可能是( ) A.1.10×10-10mB.0.80×10-10m C.1.20×10-10mD.0.70×10-10m 【当堂过关】 1.下图微粒的结构示意图,正确的是( ) 2.下列排列顺序不正确的是( ) A.原子半径: 钠>硫>氯 B.最高价氧化物对应的水化物的酸性: HClO4>H2SO4>H3PO4 C.最高正化合价: 氯>硫>磷 D.热稳定性: 碘化氢>溴化氢>氯化氢 3.下列各组微粒半径比较,错误的是( ) A.Cl- C.Rb>K>NaD.P>S>O 4.已知33As、35Br位于同一周期。 下列关系正确的是( ) A.原子半径: As>Cl>P B.热稳定性: HCl>AsH3>HBr C.还原性: As3->S2->Cl- D.酸性: H3AsO4>H2SO4>H3PO4 5.原子序数为11~17号的元素,随核电荷数的递增,以下各项内容的变化是[填“增大(强)”、“减小(弱)”或“相同(不变)”] (1)各元素的原子半径依次________,其原因是______________________________________。 (2)各元素原子的电子层数________,最外层电子数依次________。 (3)元素的金属性逐渐________,而非金属性逐渐________,元素失电子能力逐渐________,得电子能力逐渐________。 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 【学习目标】 1.知道元素周期表的简单分区。 2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 3.了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。 4.体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。 【自主学习】 一、元素周期表的分区及元素化合价规律 1.金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律 请填写出图中序号所示内容。 ①________ ②________ ③________ ④________ ⑤________⑥________⑦________⑧________ 点拨 (1)周期表的左下方是金属性最强的元素(钫),右上方是非金属性最强的元素(氟)。 碱性最强的是FrOH,酸性最强的含氧酸是HClO4。 (2)由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线,因此,位于分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性。 2.元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系 主族元素的最高正化合价等于原子所能____________________的最外层电子数,而非金属的负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需________的电子数。 所以,非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于____。 (1)最高正化合价=____序数=原子____________电子数(O、F除外)。 (2)最高正化合价+|最低负化合价|=8。 [议一议] 判断正误,正确的打“√”,错误的打“×” (1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫,非金属性最强的是氦( ) (2)金属不可能具有非金属性,非金属不可能具有金属性( ) (3)锗元素属于金属元素,但也具有一定的非金属性( ) 二、元素周期表和元素周期律的应用 1.根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的________(或________)。 2.应用于元素“________—________—________”的相互推断。 3.预测新元素 为新元素的发现及预测它们的____________________________提供线索。 4.寻找新物质 (1)在金属与非金属分界线附近寻找____________材料。 (2)研究____________________附近元素,制造新农药。 (3)在________________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 [议一议] 将下面左右两侧对应内容连线 【难点突破】 一、元素位置、原子结构、元素性质之间的关系 例1 如图是元素周期表的一部分, 关于元素X、Y、Z的叙述正确的是( ) ①X的气态氢化物与Y的最高价氧化物对应的水化物能发生反应生成盐 ②Y、Z的气态氢化物的水溶液的酸性: Y A.①②③④B.①②③④⑤ C.只有③D.只有①④ 规律总结 同一元素的“位、构、性”关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。 即: 元素的原子结构元素在周期表中的位置元素的主要性质。 1.结构与位置互推是解题的基础 (1)掌握四个关系式。 ①电子层数=周期数。 ②质子数=原子序数。 ③主族元素原子最外层电子数=主族序数。 ④主族元素的最高正价=族序数, 最低负价=主族序数-8。 (2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律。 ①各周期元素种类数(分别为2、8、8、18、18、32、26)。 ②稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86)和所在周期(分别在一到六周期)。 ③同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。 ④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。 2.性质与位置互推是解题的关键 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: ①原子半径。 ②元素的主要化合价。 ③元素的金属性、非金属性。 ④单质的氧化性、还原性。 ⑤气态氢化物的稳定性。 ⑥最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ⑦金属从H2O或酸中置换H2的难易程度。 3.结构和性质的互推是解题的要素 (1)电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性强弱。 (2)同主族元素最外层电子数相同,化学性质相似。 (3)正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。 (4)判断元素金属性和非金属性强弱。 变式训练1 已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4,下列判断正确的是( ) A.原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐减小 B.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱 C.三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强 D.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱 二、元素金属性、非金属性的强弱判断 例2 几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表: 元素代号 X Y Z W 原子半径/pm 160 143 70 66 主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 -2 下列叙述正确的是( ) A.X、Y元素的金属性: X B.一定条件下,Z单质与W的常见单质直接生成ZW2 C.Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D.一定条件下,W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 规律总结 1.元素金属性强弱的判断规律 本质: 原子越易失电子,则金属性就越强。 (1)根据元素周期表进行判断: 同一周期: 从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性逐渐减弱。 同一主族: 从上到下,随着原子序数的递增,元素的金属性逐渐增强。 (2)在金属活动性顺序中越靠前,金属性越强。 如Zn排在Cu的前面,则金属性: Zn>Cu。 (3)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。 置换出氢气越容易,则金属性就越强。 如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气,则金属性: Zn>Fe。 (4)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。 碱性越强,则原金属单质的金属性就越强。 如碱性NaOH>Mg(OH)2,则金属性: Na>Mg。 (5)一般情况下,金属单质的还原性越强,则元素的金属性就越强;对应金属阳离子的氧化性越强,则元素的金属性就越弱。 如还原性Na>Mg,则金属性: Na>Mg,氧化性: Na+ (6)置换反应: 如Zn+Cu2+===Zn2++Cu,则金属性: Zn>Cu。 特别提醒 ①一般来说,在氧化还原反应中,单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱),则元素的非金属性就越强;单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱),则元素的金属性就越强。 故一般来说,元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。 ②金属性强弱的比较,是比较原子失去电子的难易,而不是失去电子的多少。 如Na易失去1个电子,而Mg易失去2个电子,但Na的金属性更强。 2.元素非金属性强弱的判断规律 本质: 原子越易得电子,则非金属性就越强。 (1)根据元素周期表进行判断: 同一周期: 从左到右,随着原子序数的递增,元素的非金属性逐渐增强。 同一主族: 从上到下,随着原子序数的递增,元素的非金属性逐渐减弱。 (2)非金属元素单质与H2化合的难易程度: 化合越容易,非金属性越强。 如F2与H2在黑暗中就可反应,Br2与H2在加热条件下才能反应,则非金属性: F>Br。 (3)形成气态氢化物的稳定性: 气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强。 如稳定性: HF>HCl,则非金属性: F>Cl。 (4)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱: 酸性越强,对应非金属元素的非金属性就越强。 如酸性: HClO4>HBrO4,则非金属性: Cl>Br。 (5)一般情况下,非金属单质的氧化性越强,则元素的非金属性就越强;对应阴离子的还原性越强,则元素的非金属性就越弱。 如氧化性Cl2>Br2,则非金属性: Cl>Br。 (6)置换反应: 如Cl2+2Br-===2Cl-+Br2,则非金属性: Cl>Br。 (7)根据与同一种金属反应,生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。 例如: Cu+Cl2 CuCl2,2Cu+S Cu2S,即得非金属性: Cl>S。 变式训练2 X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素。 下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是( ) A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 C.X的单质比Y的单质更容易与氢气反应 D.同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强【当堂过关】 1. 短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置如图,下列有关这三种元素的叙述正确的是( ) A.a是一种活泼的非金属元素B.c的最高价氧化物的水化物是一种弱酸 C.b的氢化物很稳定D.b元素的最高化合价为+7价 2.下列说法正确的是( ) A.在元素周期表中金属与非金属分界线左边的元素均为金属元素 B.Na、Mg、Al的还原性依次减弱 C.F、Cl、Br的非金属性依次增强 D.NaOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱 3.锗(Ge)是第四周期第ⅣA族元素,处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上,下列叙述正确的是( ) A.锗是一种金属性很强的元素 B.锗的单质具有半导体的性能 C.锗化氢(GeH4)稳定性很强 D.锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸 4.下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是( ) ①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③H
Mg2+>Na+
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