元素周期律学案.docx

元素周期律学案.docx

《元素周期律学案.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《元素周期律学案.docx（17页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

元素周期律学案

第三章元素周期律

第一课时元素周期表

复习目标：

1、掌握元素周期表的结构、原子结构。

2、了解原子结构与元素在周期表中的位置关系。

基础知识：

一、元素周期表

1、元素周期表的编排原则

（1）横行：

把　　　　　相同的元素按　　　　递增的顺序从左至右排成横行。

（2）纵行：

把不同横行中　　　　　　　　相等的元素，按　　　　　　　　　的顺序，由上而下排成纵行。

2．元素周期表的结构

（1）周期（七个横行，七个周期）

（2）族（18个纵行，16个族）

★☆元素周期表

1．元素周期表结构的记忆

（1）七个横行七周期，三短三长一不全。

即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。

（2）18纵行16族，7主7副0和Ⅷ。

2．元素周期表中的几个特殊区域

（1）过渡元素：

元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。

（2）主、副族的交界：

ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。

（3）第Ⅷ族：

在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第Ⅷ族。

3．元素原子序数的确定

（1）依据主族元素在周期表中的位置

对于主族元素，电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。

如某元素的位置为第四周期第ⅦA族，其原子结构

示意图为，则原子序数Z为35。

4．已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置

方法：

利用稀有气体的原子序数来确定。

第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。

例如：

（1）35号元素：

　　　　周期　　　　　族

（2）87号元素：

　　　　周期　　　　　族

【例1】

（1）甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是。

A.x+2B.x+4C.x+8D.x+18

（2）若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别是为m和n，则下列关于m和n的关系不正确的是。

A．n=m+1B．n=m+18C．n=m+25D．n=m+11

【例2】A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如下图所示。

A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。

B原子核内质子数和中子数相等。

A

C

B

（1）写出A、B、C三种元素的名称：

_______、______、________。

（2）B位于元素周期表中第________周期第________族。

（3）C的原子结构示意图为________，C的单质与H2O反应的化学方程式为

（4）写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式

第二课时原子结构与组成微粒间的关系

复习目标：

1、了解原子的组成及组成微粒间的关系。

2、掌握原子结构示意图、电子排布式、电子排布图等表示方法。

基础知识：

一、原子结构

原子X

原子核

核外电子

质子（Z）个

中子（A-Z）个

电子数（Z）个

电子排布（分层排布）

核电荷数（Z）

决定元素的种类

质量数（A）

近似相对原子质量

在质子数决定后，决定原子的种类

最外层电子数

各层电子数

同位素

决定主族元素化学性质

原子的电子式

电子层（K、L、M……）

原子结

构示意图

1．原子的构成

（1）原子的组成

（2）符号中各数字的含义

（3）组成原子的各种微粒及相互关系

①质子数（Z）=　　　　　　=　　　　　　　

②质量数（A）=　　　　　+　　　　　　　

③阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数

④阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数

注：

①有质子的微粒不一定有中子如。

②有质子的微粒不一定有电子如H+。

③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。

④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。

如F无正价，Na、Mg、Al等无负价。

2．元素、核素、同位素

3、核外电子排布

（1）排布方式

（2）排布规律

【例1】（2008年高考广东卷）2007年诺贝尔化学奖得主GerhardErtl对金属Pt表面催化氧化CO反应的模型进行了深入研究。

下列关于Pt和Pt的说法正确的是（　　）

A．Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素

B．Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素

C．Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素

D．Pt和Pt的质量数相同，不能互称为同位素

【例2】一个12C原子的质量为aKg，一个12C16O2分子的质量为bKg，若以12C16O2中的一个氧原子质量的作为相对原子质量的标准，则12C16O2的相对分子质量为（　　　）

A．B．C．D．

第三课时元素周期律

复习目标：

1、掌握元素周期律的本质、内容。

能根据元素周期确定元素的性质。

2、深入了解“位-构-性”的关系。

基础知识：

1．概念

元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。

2．实质

元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。

3．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律

项目

同周期（从左到右）

同主族（从上到下）

最外层电子数

由　　　递增到　　　　

主要化合价

最高正价由+1→+7（O、F除外）

负价由-4→-1

最高正价　　　

原子半径

金属性与

非金属性

金属性逐渐　　　

非金属性逐渐　　　　　　

金属性逐渐　　　

非金属性逐渐　　　　

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

碱性逐渐　　　

酸性逐渐　　　　

碱性逐渐　　　　

酸性逐渐　　　　

非金属的

气态氢化物

生成由　　　　　

稳定性由　　　　

生成由　　　　

稳定性由　　　　

得失电子能力

得电子能力逐渐　　　　

失电子能力逐渐　　　　

得电子能力逐渐　　　　

失电子能力逐渐　　　　

7．实例

（1）碱金属

①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系

元素

Li　Na　K　Rb　Cs

相似性

结构

原子的最外层都只有　　　个电子

化学性质

都表现出较强的　　　　性：

如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢等。

反应产物中，碱金属元素的化合价都是　　　。

递变性

结构

从Li→Cs，核外电子层数逐渐　　　　，原子半径依次　　　　　，原子核对最外层电子的吸引力逐渐　　　，因此元素的原子失去电子的能力逐渐　　　。

化学性质

从Li→Cs，元素的金属性逐渐.

与氧气的反应越来越　　　　，且产物越来越复杂

②与水反应置换出水中的氢越来越　　　　

②单质物理性质的比较

A．碱金属元素的单质一般呈银白色，密度小，熔、沸点低，导电、导热性良好。

B．递变性：

从Li→Cs，碱金属的密度逐渐增大，熔沸点逐渐　　　　。

C．碱金属元素单质的个性特点：

铯略带金黄色；密度：

Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：

Li大于100℃。

（2）卤素

①原子结构特点

相同点：

最外层都是　　　　个电子。

不同点：

按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。

②卤素单质的物理性质递变规律

按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：

颜色逐渐　　　　；熔、沸点逐渐　　　　；密度逐渐　　　　。

③卤素单质的化学性质

F2

Cl2

Br2

I2

与H2化合

H2＋X2=2HX

冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定

强光下爆炸化合，生成的HCl稳定

高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定

持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定

与H2O反应

2F2＋2H2O=

=4HF＋O2

Cl2＋H2O=

=HCl＋HClO

与水反应，但较氯气缓慢

与水只起微弱反应

置换反应

Cl2＋2NaBr=

=2NaCl＋Br2

Br2＋2NaI=

=2NaBr＋I2

不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来

结论

非金属性逐渐减弱

★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法

1．根据元素在周期表中的位置

2．根据金属活动性顺序表

金属的位置越靠前，其金属性越强。

3．根据实验

（1）元素金属性强弱的比较

①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。

②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对应的金属元素金属性强。

③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+）。

④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。

（2）元素非金属性强弱的比较

①根据非金属单质与H2　　　　　的难易程度：

越易　　　　则其对应元素的非金属性越强。

②根据形成的氢化物的　　　　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。

③根据非金属之间的相互置换：

A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。

④根据最高价氧化物对应水化物的　　　　强弱：

酸性越强，则元素的非金属性越强。

⑤根据非金属单质的　　　　　或对应阴离子的　　　　　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。

★☆微粒半径的大小比较规律

1．同周期元素的原子半径随原子序数的递增逐渐　　　　。

如：

Na>Mg>Al>Si（稀有气体的原子半径不参与比较）。

2．同主族元素原子的半径随原子序数的递增逐渐　　　　。

如：

Li

3．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。

如：

第三周期中：

Na+>Mg2+>Al3+。

4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。

如：

第三周期中：

P3->S2->Cl-。

5．同主族阳、阴离子半径随原子序数递增逐渐　　　　　。

如：

第ⅠA族中：

Na+

F-

6．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：

S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+

【例1】下列推断正确的是（）

A．根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱

B．根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱

C．根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱

D．根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱

【例2】已知1~18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是（）

A．质子数c>dB．离子的还原性Y2->Z-

C．氢化物的稳定性H2Y>HZD．原子半径X

第四课时元素周期律与元素周期表综合应用

复习目标：

1、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。

2、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。

基础知识：

1．元素的分区

虚线两边的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。

2．元素周期律和元素周期表的应用

（1）根据周期表中的位置寻找未知元素。

（2）预测元素的性质（由递变规律推测）。

①比较不同周期、不同主族元素的性质。

如金属性Mg>Al，Ca>Mg，则碱性Mg（OH）2>Al（OH）3，Ca（OH）2>Mg（OH）2；

②推