2015-2016高中化学1.2元素周期律(第2课时)元素周期律学案新人教版必修2.doc

元素周期律 1．了解元素原子结构的周期性变化。了解元素性质的周期性变化。理解元素周期律的内容及实质。形成结构决定性质的科学思想。 要点 1．元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律。(1)原子结构的变化规律。原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1→2 2～10 2 1→8 8～18 3 1→8 8 结论：随着原子序数的递增元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化 (2)原子半径的变化规律。～10号元素 Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 —— 续表 ～18号元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 —— 变化趋势 结论：随着原子序数的递增元素原子的半径呈现周期性变化 (3)元素主要化合价的变化规律。原子序数 主要化合价的变化 1～2 ＋1―→0 3～10 ＋1―→＋5 －4―→－1―→011～18 ＋1―→＋7 －4―→－1―→0结论：随着原子序数的递增元素的主要化合价呈周期性变化 2.探究第三周期元素性质的递变规律。(1)钠、镁、铝的性质比较。单质 单质与水(或酸)的反应现 化学方程式 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 与冷水剧烈反应放出氢气 2Na＋2H2NaOH＋H NaOH强碱 Mg 与冷水反应缓慢与沸水迅速反应放出氢气；与酸剧烈反应放出氢气 Mg＋2H Mg(OH)2＋H2；＋2HCl=== ＋H Mg(OH)2 　中强碱 Al 与酸迅速反应放出氢气 2Al＋6HCl=== 2AlCl＋3H Al(OH)3 两性氢氧化物 结论：①金属性强弱顺序为：Na＞Mg＞Al；随着核电荷数减小与水(酸)反应越来越容易氢氧化物的碱性越来越强 (2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。 单质 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气反应 光照 点燃或爆炸时产生H2SiO3 续表 单质 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物 分子式H3PO4酸 分子式中强H2SO4酸 分子式强HClO4酸 分子式最强无机酸 结论：非金属性逐渐增强 　　综上所述我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：从左往右金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强。 元素周期律。(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期的必然结果。也就是说由于元素原子结构的周期性变化引起了元素性质上的周期性变化这体现了结构决定性质的规律。 【应用思考】随着原子序数的递增、N、O、F的最高正化合价也递增吗？提示：不是因为F无正价无最高正化合价。 请结合原子结构解释同周期元素随着原子序数的递增元素性质的递变性。提示：因同周期元素原子的电子层数相同但核电荷数依次增大原子半径逐渐减小原子核对最外层电子吸引能力依次增强失电子能力依次减弱得电子能力依次增强故金属性依次减弱非金属性依次增强。 1．下列关于元素周期律的叙述正确的是(B)随元素原子序数的递增原子最外层电子数总是从1到8重复出现元素的性质随着原子C．随元素原子序数的递增元素的最高正价从＋1到＋7负价从－7到－1重复出现元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化解析：A项错第一周期和副族元素除外；C项错金属无负价、F无正价；D项错元素性质的周期性变化的根本原因是原子结构的周期性变化。 能说明钠的金属性比镁强的事实是(B)钠的硬度比镁小的碱性比Mg(OH)强钠的熔点比镁低的熔点比MgO低 下列说法正确的是(B)族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强族元素的氢化物中稳定性最好的是CH同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小解析：A项错元素是第ⅠA元素但是它没有金属性；C项错没有强调最高价非金属氧化物；D项错同一周期后面非金属的阴离子的半径 1．原子序数从11依次增加到17下列递变关系错误的是(B)电子层数不变原子半径逐渐增大最高正价数值逐渐增大从硅到氯负价从－4到－1解析：原子序数从11到17原子半径逐渐减小故BB。 下列各组元素性质的递变情况正确的是(A)、Mg、Al原子最外层电子数依次增多、S、Cl元素最高正价依次降低、O、F原子半径依次增大、K、Rb的金属性依次减弱解析：A显然正确；P、S、Cl元素最高正价依次升高错；N、O、F原子半径依次减小错；Na、K、Rb的金属性依次增强错；故答案为A。 下列各离子化合物中阳离子与阴离子的半径之比最