人教版高中化学必修第一册精品课件 第4章 物质结构 元素周期律 第2节 第1课时 元素性质的周期性变化规律 (3).ppt

归纳提升原子结构及元素性质变化规律。典型例题【例题1】短周期金属元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如下表所示。下列判断正确的是()。A.原子半径:丙丁戊B.金属性:甲丙C.最高价氧化物对应水化物的碱性:丙丁戊D.最外层电子数:甲乙甲乙?丙丁戊答案:C解析:根据同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,则原子半径:丙丁戊,A项错误;根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强,则金属性:甲丙,B项错误;根据同周期元素从左到右元素的金属性逐渐减弱,则金属性:丙丁戊,根据元素的金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则最高价氧化物对应水化物的碱性:丙丁戊,C项正确;根据同周期元素从左到右,原子的最外层电子数逐渐增多,则最外层电子数:甲乙,D项错误。【变式训练1】已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4H2YO4H3XO4,下列判断正确的是()。A.原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐增大B.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序增强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的顺序减弱答案:B解析:同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4H2YO4H3XO4,知X、Y、Z的原子序数为XYZ。同周期主族元素从左到右单质的氧化性逐渐增强,阴离子的还原性逐渐减弱,原子半径逐渐减小,气态氢化物的稳定性逐渐增强。探究任务2粒子半径大小的比较问题引领1.根据元素周期表中各元素原子半径的变化规律,比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。提示:C和F是同周期元素,同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,故原子半径r(C)r(F);O和S为同主族元素,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,所以原子半径r(S)r(O)。2.如何比较Al3+和S2-半径的大小?提示:电子数和核电荷数都不同的粒子,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-同族的元素的粒子O2-比较,r(Al3+)r(O2-),且r(O2-)r(S2-),故r(Al3+)r(S2-)。归纳提升粒子半径大小的比较——“四同”规律。(1)同周期——“序大径小”(不考虑稀有气体元素)。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:r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs),r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+)。(3)同元素。同种元素的原子和离子半径的比较。①规律:比较核外电子数。粒子的核外电子数越多,其半径越大。②举例:r(Na+)r(Na),r(Cl-)r(Cl),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+)。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+)。典型例题【例题2】已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC2-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述中正确的是()。A.原子半径:r(A)r(B)r(D)r(C)B.原子序数:dcbaC.离子半径:r(C2-)r(D-)r(B+)r(A2+)D.单质的还原性:ABDC答案:C解析:aA2+、bB+、cC2-、dD-都是短周期元素的离子,由于它们的电子层结构相同,因而C、D位于A、B的上一周期,为非金属元素,且原子序数dc;A、B为金属元素,且原子序数ab,四种元素在周期表中的位置为,因而原子序数由大到小的顺序为abdc,原子半径的大小顺序为r(B)r(A)r(C)r(D),离子半径由大到小的顺序为r(C2-)r(D-)r(B+)r(A2+),单质的还原性:BACD。“三看”法比较简单粒子的半径大小“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。【变式训练2】下列粒子半径大小正确的是()。A.r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)r(O2-)B.r(S2-)