元素周期律学案.docx

元素周期律
一、原子核外电子的排布
1、 电子层与电子的能量关系 阅读教材P13，填写：
（1）在含有多电子的原子里，电子分别在▁▁▁不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层也称作▁▁▁。
（2）电子层分别用n=1、2、3、4、5、6、7或▁▁▁▁▁▁▁▁▁▁▁来表示从内到外的电子层
（3）在多电子原子里，电子的能量是▁▁▁。在离核较近的区域运动的电子能量▁▁▁，在离核较远的区域运动的电子能量▁▁▁。电子总是尽可能地先从▁▁▁排起，当一层▁▁▁后，再填充▁▁▁
2、 核外电子排布的一般规律
完成周期表中1——18号元素的原子核外电子排布示意图，总结核外电子排布规律
3、核外电子排布规律
（1）分层排布
（2）能量最低原则
（3）原子核外各电子层最多容纳▁▁▁个电子
（4）原子核外最外层电子不能超过▁▁▁ 个（K层为最外层时不超过▁▁▁个），次外不超过▁▁▁个，倒数第三层不超过▁▁▁个
二、元素周期律
1、原子核外电子排布的规律
阅读教材P14表观察原子核外电子排布，你能得出什么结论？
结论：同一周期，原子最外层电子数从▁▁▁到▁▁▁ （第一周期从▁▁▁到▁▁▁）
2、原子半径的周期性变化
阅读教材P14表观察原子半径，你能得出什么结论？
结论：同一周期，从左到右随着原子序数的递增，原子半径逐渐▁▁▁
同一主族，由上到下随着原子序数的递增，原子半径逐渐▁▁▁
3、 元素主要化合价的周期性变化
阅读教材P15续表观察最高正化合价或最低负化合价，你能得出什么结论？
结论：同一周期，从左到右随着原子序数的递增，元素最高正化合价从▁▁▁到▁▁▁
同一周期，从左到右随着原子序数的递增，元素最低负化合价从▁▁▁到▁▁▁
4、元素的金属性和非金属性的周期性变化
阅读并填写P15科学探究
结论：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▁▁▁▁非属性逐渐▁▁▁
同一主族，由上到下随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐▁▁▁▁非属性逐渐▁▁▁
[小结] 金属性和非金属性强弱的判断依据
（1）金属性强弱的判断依据

（2）非金属性强弱的判断依据

元素周期律涵义：
元素周期律实质：
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
认真观察元素周期表，填空：
在元素周期表中给▁▁▁▁▁跟▁▁▁▁▁分区，虚线的▁▁面是金属元素，▁▁面是非金属元素，最右一个纵行是▁▁▁▁▁。由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既表现出一定的▁▁▁▁，又表现出一定的▁▁▁▁。
2、元素化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素的最高正化合价=▁▁▁▁▁▁▁▁▁▁=▁▁▁▁▁▁▁▁▁▁
（2）非金属元素的最高正化合价+化合价的绝对值=▁▁▁▁▁▁▁▁
3、元素周期表和元素周期律的应用
（1）、在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到▁▁▁▁▁▁▁▁，如▁▁▁、▁▁▁
（2）、在▁▁▁▁▁▁中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

化学经常练
1. 某元素M层电子数比L层少5个，该元素的符号为 ▁▁，在元素周期表中的位置是▁▁▁
2.用“>”或“<”回答下列问题
(1)酸性：H2CO3▁▁H2SiO3 H2SiO3▁▁H3PO4
(2)碱性：Ca(OH)2▁▁Mg(OH)2 Mg(OH)2▁▁Al(OH)3
(3)气态氢化物稳定性：H2O▁▁H2S H2S▁▁HCl
(4)酸性：H2SO4▁▁H2SO3 HClO4▁▁HClO
3. 1——18号元素中，用元素符号填空
（1）最高价氧化物的水化物碱性最强的是▁▁
（2）常温下，既能溶于强碱又能溶于强酸的单质是▁▁▁，氧化物是▁▁▁，氢氧化物是▁▁▁
（3）原子半径最小的是▁▁▁，最大的是▁▁▁
（4）与水反应最剧烈的金属是▁▁▁，非金属是▁▁▁
（5）气态氢化物最稳定的是▁▁▁
4.用A+、B-、C2-、D、E、F和G分别表示含有18个电子的七种离子（离子或分子）。请回答：
（1）A元素是▁▁▁▁▁▁▁B元素是▁▁▁▁▁▁▁ C元素是▁▁▁▁▁▁▁（用元素符号表示）
（2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是▁▁▁▁▁▁▁
（3）E是所有含18个电子的粒子中氧化能力最强的分子，其分子式是▁▁▁▁▁▁▁
（4）F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是▁▁▁▁▁▁▁
（5）G分子中含有4个原子，其分子式是▁▁▁▁▁▁▁
5. 下列递变规律正确的是
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。
化学经常练
1.下列性质的递变中，正确的是 （ ）
A、O、S、Na的原子半径依次增大 B、CsOH、KOH、LiOH的碱性依次增强
C、HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D、HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
2.根据核电荷数判断,下列各组元素中能形成AB2型化合物的是 ( )
A. 11和13 B. 10和13 C. 9和20 D. 8和12
3. 元素Y的原子获得3个电子或X的原子失去2个电子后，它们的电子层结构与氖原子的电子层结构相同，X、Y两种元素的单质在高温下得到的化合物的正确化学式是 （ ）
A、X2Y3 B、Y3X2 C、X3Y2 D、Y2X3
4. 下列元素中，最高价氧化物对应水化物酸性最强的是 （ ）
A、Cl B、S C、Br D、P
5.原子电子层数相同的X、Y、Z三种元素，若最高价氧化物对应水化物酸性强弱为
H3XO4＜H2YO4＜HZO4，则下列判断正确的是 （ ）
A、非金属性强弱为X＞Y＞Z B、气态氢化物的稳定性为H3X＞H2Y＞HZ
C、原子半径为X＞Y＞Z D、阴离子的还原性为X3-＞Y2-＞Z-
6．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A、Y元素只有负化合价 B、X元素在周期表中位于第三周期
C、X的原子半径比Y的原子半径小 D、X的离子半径比Y的离子半径小
7．下列各组元素性质递变规律不正确的是
A．Li、Be、B原子随原子序数的增加最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正价依次增高
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
8．元素性质呈周期性变化的原因是
A．相对原子质量逐渐增大 B．核电荷逐渐增大
C．核 外电子排布呈周期性变化 D．元素的化合价呈周期性变化
9．X和Y两种元素的原子，在化学反应中都易换去两个电子形成稳定结构，已知X的原子半径小于Y的原子半径，下列说法正确的是
A．两种原子失去电忆的能力相同 B．两种原子的核 外具有相同的电子层数
C．Y（OH）2的碱性比X（OH）2的碱性强 D．Y的金属性比X的金属性强
10．下列各组元素中原子序数按由小到大顺序排列的是
A．Be、C、B　 B．Li、O、Cl C．Al、S、Si　 D．C、S、Mg
元素周期律必备知识点
元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。
金属性强弱判断依据
1、  根据常见金属活动性顺序表判断
金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。
        。。。。。。 Na  Mg  Al  Zn  Fe  。。。。。。
          单质活动性增强，元素金属性也增强
2、根据元素周期表和元素周期律判断
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na ﹥Mg ﹥Al；同主族元素从上到下金性增强
3、  根据物质之间的置换反应判断
通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe + Cu2+ === Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ === Zn2+ + Fe 说明金属性Zn﹥Fe，但Cu +2Fe3+ === Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu。
4、  根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断
某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na ﹥Mg ﹥Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na ﹥Mg ﹥Al。
5、根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断
   如从NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物可得知金属性：Na ﹥Mg ﹥Al。
6、  根据金属阳离子氧化性强弱判断
一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。
非金属性强弱判断依据
1、根据元素周期表判断
同周期从左到右，非金属性逐渐增强；同主族从上到下非金属性逐渐减弱。
2、 从元素单质与氢气化合难易上比较
非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。如：F2与H2可爆炸式的反应，Cl2与H2点燃或光照即可剧烈反应，Br2与H2需在200℃时才缓慢进行，而I2与H2的反应需在更高温度下才能缓慢进行且生成的HI很不稳定，同时发生分解，故非金属性F>Cl>Br>I。
3、从形成氢化物的稳定性上进行判断
氢化物越稳定，非金属性越强。如：H2S在较高温度时即可分解，而H2O在通电情况下才发生分解，所以非金属性O>S。
4、从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断（F除外，因F无正价）
若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。例如：原硅酸（H4SiO4）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（H3PO4）则是中强酸，硫酸（H2SO4）是强酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸还要强，则非金属性Si<P<S<Cl。
5、通过非金属单质与盐溶液的置换反应判断
若非金属X能把非金属Y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属性X>Y如已知：2H2S + O2 === 2S↓ + 2H2O，则非金属性O>S；另卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。
6、从非金属阴离子还原性强弱判断
非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。
7、从对同一种物质氧化能力的强弱判断
如Fe和Cl反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，一个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。
8、根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断
    一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。如：
S + O2 = SO2，则非金属性O>S。