化學必修2學案專題一第一單元第2課時元素周期律

第2課時元素周期律1.原子核外電子排布變化2.元素原子半徑的變化3.元素化合價變化隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子的排布、原子半徑和元素的主要化合價都呈周期性變化。4．元素金屬性和非金屬性的周期性變化：(1)鈉、鎂、鋁金屬性強弱的比較①方法a．鈉、鎂與水的反應b．鎂、鋁與鹽酸的反應c．鈉、鎂、鋁最高價氧化物對應水化物的堿性堿性由強到弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。②結論金屬性由強到弱的順序為Na>Mg>Al。(2)硅、磷、硫、氯非金屬性強弱的比較①方法a．與氫氣化合b．最高價氧化物對應水化物的酸性酸性由強到弱的順序為HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3。②結論非金屬性由強到弱的順序為Cl>S>P>Si。(3)同周期元素性質的遞變規(guī)律(自左向右)。元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。5．元素周期律元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化，這個規(guī)律叫做元素周期律。說明：①元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果，即元素原子核外電子排布的周期性變化決定了元素性質的周期性變化，也就是原子結構決定元素性質。②元素的性質一般指的是元素的化合價、金屬性、非金屬性、最高價氧化物對應的水化物的酸堿性，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性等。探究點一元素周期律中元素性質的變化規(guī)律以第三周期元素為例說明：已知HF是弱酸，酸性HCl>HF，能否說明非金屬性Cl>F?提示：不能。不能依據氫化物水溶液的酸性強弱判斷元素的非金屬性強弱，應該依據氫化物的穩(wěn)定性判斷。或根據最高價氧化物對應的水化物的酸性判斷。【例1】下列關于物質性質變化的比較，不正確的是()A．離子半徑大小：S2－>O2－>Na＋B．氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性：HBr<HCl<HFC．堿性強弱：KOH>NaOH>LiOHD．還原性強弱：F－>Cl－>Br－>I－【思路分析】解答元素性質的變化規(guī)律題目的一般思路：(1)首先判斷所給元素的相對位置，即是同周期還是同主族。(2)然后根據元素周期律得出相應的結論。(3)最后考慮應用一般規(guī)律解答的對象是否有特殊性?！窘馕觥亢送怆娮优挪枷嗤碾x子，核電荷數越大，離子半徑越小，所以O2－>Na＋，電子層數越多的離子，半徑越大，因此離子半徑大小為S2－>O2－>Na＋，A正確；非金屬性：F>Cl>Br，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性為HBr<HCl<HF，B正確；金屬性：K>Na>Li，對應最高價氧化物的水化物的堿性為KOH>NaOH>LiOH，C正確；非金屬性：F>Cl>Br>I，對應離子的還原性為F－<Cl－<Br－<I－，D錯誤?！敬鸢浮緿下列結論錯誤的是(B)①微粒半徑：K＋>Al3＋>S2－>Cl－②氫化物的穩(wěn)定性：HF>HCl>H2S>PH3>SiH4③離子的還原性：S2－>Cl－>Br－>I－④氧化性：Cl2>S>Se>Te⑤酸性：H2SO4>H3PO4>H2CO3>HClO4⑥非金屬性：O>N>P>Si⑦金屬性：Be<Mg<Ca<KA．只有① B．①③⑤C．②④⑤⑥⑦ D．②④⑥解析：①中微粒半徑應為S2－>Cl－>K＋>Al3＋；③中離子還原性應為S2－>I－>Br－>Cl－；⑤中非金屬性Cl>S>P>C，故其最高價氧化物對應水化物的酸性應為：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3，①③⑤錯，故選B。探究點二微粒半徑大小比較1．原子半徑的比較(1)同周期的元素(電子層數相同)，從左到右原子半徑逐漸減小(稀有氣體除外)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。(2)同主族的元素(最外層電子數相同)，從上到下原子半徑逐漸增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)；r(O)<r(S)<r(Se)。2．離子半徑的比較(1)同種元素的不同微粒，核電荷數相同，其半徑的大小取決于電子層數及電子數的多少，電子層數越多半徑越大，電子數越多半徑越大，故r(陽離子)<r(原子)<r(陰離子)；價態(tài)越高，微粒的半徑越小，如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。(2)同周期元素(電子層數相同)的原子形成的陽離子，從左到右陽離子半徑逐漸減小。如r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。同周期元素(電子層數相同)的原子形成的陰離子，從左到右陰離子半徑逐漸減小。如r(P3－)>r(S2－)>r(Cl－)。注意：同周期元素的陽離子半徑均小于其陰離子半徑。(3)同主族帶相同電荷的離子，電子層數越多，半徑越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)；r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。(4)具有相同電子層結構的離子半徑隨著原子序數的增大而減小(即“序小徑大”)。如Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－具有相同的電子層結構，其離子半徑關系為r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。3．簡單粒子的半徑大小可按“三看”方法比較。(適用于高中階段)“一看”電子層數：當電子層數不同時，電子層數越多，半徑越大。“二看”核電荷數：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小。“三看”核外電子數：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。如何比較既不同周期也不同主族元素的原子半徑大小？以Si、Ca為例說明。提示：Mg、Si處于同一周期，Mg的核電荷數小于Si的核電荷數，故Mg的原子半徑大于Si的原子半徑。Mg、Ca處于同一主族，原子半徑r(Ca)>r(Mg)，故Ca的原子半徑大于Si的原子半徑，即r(Ca)>r(Si)。【例2】已知短周期元素的四種離子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的電子層結構，則下列敘述中正確的是()A．原子序數：D>C>B>AB．離子半徑：C3－>D－>A2＋>B＋C．原子半徑：B>A>C>DD．氧化性：A2＋>B＋，還原性：C3－<D－【思路分析】(1)比較微粒半徑大小的思維流程：比較微粒半徑大小時，首先要確定微粒的電子層數、核電荷數、核外電子排布是否相同，然后再利用規(guī)律比較大小。(2)所有元素中，原子半徑最小的是H，其次是F。(3)11～18號元素中，原子半徑最小的是Cl，離子半徑最小的是Al3＋。【解析】因為A2＋、B＋、C3－、D－具有相同電子層結構，且A、B都是陽離子，所以在同一周期，為金屬元素，且原子序數A>B，C、D在同一周期，為非金屬元素，且原子序數D>C，由電子層數越多的原子序數越大，同周期從左向右原子序數在增大，所以原子序數為A>B>D>C，A項錯誤；具有相同電子排布的離子，原子序數大的離子半徑小，原子序數為A>B>D>C，則離子半徑為C3－>D－>B＋>A2＋，B項錯誤；電子層數越多，半徑越大，同周期原子序數越大，半徑越小，則原子半徑為B>A>C>D，C項正確；金屬性越強，其陽離子的氧化性越弱，金屬性為B>A，則氧化性：A2＋>B＋，非金屬性：C<D，則還原性：C3－>D－，D項錯誤?！敬鸢浮緾下列各組粒子，按半徑由大到小順序排列正確的是(B)A．Mg、Ca、K、Na B．S2－、Cl－、K＋、Na＋C．Br－、Br、Cl、S D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－解析：K、Ca比Na、Mg多1個電子層，故有：r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg)，A錯。S2－、Cl－、K＋三離子核外電子排布相同，核電荷數越小，離子半徑越大，又因K＋比Na＋多1個電子層，故有r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Na＋)，B正確。Br－比Br多1個電子，半徑大，Br比Cl多1個電子層，故：r(Br－)>r(Br)>r(Cl)，但r(Cl)<r(S)，C錯。Na＋、Al3＋、F－核外電子排布相同，核電荷數越小原子半徑越大，Cl－比F－多1個電子層，故有r(Cl－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Al3＋)，D錯。探究點三比較元素金屬性、非金屬性的方法1．元素金屬性是指金屬原子失去電子的能力，金屬原子越易失電子，則元素金屬性越強；反之，元素金屬性越弱。元素非金屬性是指非金屬原子得到電子的能力，非金屬原子越易得到電子，則元素非金屬性越強；反之，元素非金屬性越弱。2．元素金屬性強弱的判斷依據(1)從元素原子結構判斷①當最外層電子數相同時，電子層數越多，原子半徑越大，越易失去電子，金屬性越強。即同主族元素從上到下，金屬性逐漸增強。②當電子層數相同時，核電荷數越多越難失去電子，金屬性越弱。即同周期元素從左到右，金屬性逐漸減弱。(2)單質的還原性①單質與水或酸反應置換出氫氣的難易：金屬單質與水或酸(非氧化性酸)置換出氫氣越容易(反應越劇烈)，表明元素的金屬性越強。②金屬單質之間的置換反應：一種金屬能把另一種金屬從它的鹽溶液里置換出來，表明前一種金屬元素金屬性較強，被置換出的金屬元素金屬性較弱。③與同一種非金屬單質反應，在其他條件相同的情況下：如果反應條件越苛刻，則金屬元素的金屬性越弱；如果反應越劇烈，則金屬元素的金屬性越強。(3)金屬陽離子的氧化性：金屬陽離子(只有一種陽離子)的氧化性越弱，其對應金屬元素的金屬性越強。(4)最高價氧化物對應水化物的堿性：最高價氧化物對應水化物的堿性越強，表明元素的金屬性越強。(5)元素在周期表中的位置：在同一周期中，從左到右，金屬性逐漸減弱；在同一主族中，從上到下，金屬性逐漸增強。即元素在周期表中的位置越處于左下方，元素的金屬性越強。(后面會講到)3．元素非金屬性強弱的判斷依據(1)從元素原子結構判斷①當電子層數相同時，核電荷數越多，越易得到電子，非金屬性越強。即同周期元素從左到右，非金屬性逐漸增強。②當最外層電子數相同時，電子層數越多，原子半徑越大，越不易得到電子，非金屬性越弱。即同主族元素從上到下，非金屬性逐漸減弱。(2)單質的氧化性①單質與氫氣化合的難易程度：非金屬單質與氫氣化合越容易，則元素的非金屬性越強。②非金屬單質之間的置換反應：對于特定的置換反應，一種非金屬單質能把另一種非金屬元素從它的鹽溶液或酸溶液中置換出來，表明前一種元素非金屬性較強，被置換出的元素非金屬性較弱。③與同一種金屬單質反應，在其他條件相同的情況下：如果反應條件越苛刻，非金屬元素的非金屬性就越弱；如果反應越劇烈，非金屬元素的非金屬性就越強。④與同種變價金屬反應被氧化后的金屬價態(tài)越高，非金屬元素的非金屬性越強。(3)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，則元素的非金屬性越強。(4)氣態(tài)氫化物或非金屬陰離子的還原性越弱，元素非金屬性越強。(5)最高價氧化物對應水化物的酸性：最高價氧化物對應水化物的酸性越強，表明元素的非金屬性越強。(6)元素在周期表中的位置在同一周期中，從左到右，非金屬性逐漸增強；在同一主族中，從上到下，非金屬性逐漸減弱。即元素在周期表中的位置越處于右上方，元素的非金屬性越強。(后面會講到)注意：(1)氟元素沒有正價態(tài)，氟沒有含氧酸，所以最高價氧化物對應水化物的酸性最強的是高氯酸。(2)不能依據氫化物水溶液的酸性強弱判斷元素的非金屬性強弱，應該依據氫化物的穩(wěn)定性判斷。(3)不能依據元素所有含氧酸的酸性判斷元素的非金屬性強弱，應該依據元素最高價含氧酸的酸性強弱判斷。Na在反應中失去1個電子，而Mg在反應中失去2個電子，所以，金屬性順序為Mg>Na，對嗎？提示：不對。元素金屬性和非金屬性強弱判斷的依據是元素失去或得到電子的難易程度，與失去或得到電子的多少無關，因此，金屬性強弱順序應為Na>Mg?！纠?】下列敘述中肯定A金屬性比B金屬性強的是()A．A原子的最外層電子數比B原子的最外層電子數少B．A原子的電子層數比B原子的電子層數多C．1molA與足量酸反應生成的H2比1molB與足量酸反應生成的H2多D．常溫時，A能從水中置換出氫，而B不能【思路分析】解答此類題時，除牢記判斷方法外，還應注意一些特殊情況的存在。【解析】選項A中只指出A、B兩種元素原子的最外層電子數的多少，而沒有指明它們的電子層數多少，不正確。在選項B中指出了A、B原子的電子層數的多少，但是電子層數少的不一定比電子層數多的原子的金屬性弱，比如Na比Cu少一個電子層，但是Na比Cu活潑，不正確。選項C中說明等物質的量的A、B與酸反應生成氫氣的多少，未說明與酸反應時速率的快慢，等物質的量的A、B與酸反應生成氫氣多的金屬活潑性不一定強，如1molAl比1molNa與足量鹽酸反應時生成的氫氣多，但Al沒有Na活潑，不正確。選項D正確，因為只有很活潑的金屬(如K、Ca、Na等)在常溫下才可與水反應，而較不活潑的金屬在常溫下與水不反應。【答案】D下列事實不能作為實驗判斷依據的是(B)A．鈉和鎂分別與冷水反應，判斷金屬活動性強弱B．鐵投入CuSO4溶液中，能置換出銅，鈉投入CuSO4溶液中不能置換出銅，判斷鈉與鐵的金屬活動性強弱C．酸性：H2CO3<H2SO4，判斷硫與碳的非金屬活動性強弱D．Br2與I2分別與足量的H2反應，判斷溴與碘的非金屬活動性強弱解析：A項符合金屬與水反應判斷金屬活動性強弱的依據；因Na的金屬活動性太強，與溶液反應時會先與H2O反應，故B項不能作為判斷依據；C項中根據H2CO3、H2SO4都是最高價含氧酸，由它們的酸性強弱可以推知硫的非金屬性比碳強；D項所述符合根據非金屬單質與H2反應難易判斷非金屬活動性強弱的依據。1．下列各組元素性質的遞變情況錯誤的是(C)A．B、C、N原子最外層電子數依次增多B．Na、Mg、Al元素最高正價依次升高C．Li、Be、B原子半徑依次增大D．Be、Mg、Ca的電子層數依次增多解析：B、C、N原子的最外層電子數分別為3、4、5，A項正確；Na、Mg、Al元素的最高正價依次為＋1、＋2、＋3，B項正確；Li、Be、B屬于第2周期的元素，原子半徑依次減小，C項錯誤；Be、Mg、Ca的電子層數分別為2、3、4，D項正確。2．下列有關敘述正確的是(B)A．元素的化學性質隨著相對原子質量的遞增而呈周期性變化B．元素周期律的實質是因為元素原子最外層電子數周期性的變化而引起的C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋的半徑由大到小，氧化性由弱到強，而I－、Br－、Cl－、F－的還原性由弱到強D．某元素R的最高價氧化物化學式為：R2O5，又知R的氣態(tài)氫化物中含氫8.8%，則R的相對原子質量為28解析：本題考查元素周期律的確切含義和實質以及隨微粒半徑變化，其氧化性、還原性的變化規(guī)律。按相對原子質量，Te為127.6，而I為126.9，兩元素都有五個電子層，但Te最外層電子數是6個，而I是7個。如果按相對原子質量大小順序排列，I與Te應該互換位置，而這又造成了元素周期性變化的改變。因此，按元素的相對原子質量大小順序排列不是元素性質呈周期性變化的依據，因此A項不正確，B項正確。C項從離子結構分析：故離子半徑大小順序為r(K＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)>r(H＋)。對比它們的氧化性，根據學過的金屬活動性順序表，它們原子的還原性由鉀到氫逐漸減弱，反過來它們離子的氧化性逐漸增強。前半部分是正確的，但題中后半部分I－、Br－、Cl－、F－還原性應由強到弱，故C項不正確。D項某元素最高價氧化物化學式為R2O5，則R為＋5價，負價應為－3價，其氣態(tài)氫化物為RH3。根據已知，eq\f(3MrH,MrR＋3MrH)×100%＝8.8%，Mr(R)＝31。答案為B。3．同一周期的X、Y、Z三種元素，已知最高價氧化物對應水化物的酸性順序為HXO4>H2YO4>H3ZO4，則下列判斷錯誤的是(A)A．原子半徑：X>Y>ZB．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HX>H2Y>ZH3C．元素原子得電子能力：X>Y>ZD．陰離子的還原性：Z3－>Y2－>X－解析：非金屬性越強，最高價氧化物對應水化物的酸性越強，最高價氧化物對應水化物的酸性為HXO4>H2YO4>H3ZO4，則非金屬性為X>Y>Z，同周期元素的原子從左到右，非金屬性增強，原子半徑逐漸減小，所以原子半徑：X<Y<Z，故A錯誤；元素非金屬性越強，對應氫化物越穩(wěn)定，由于非金屬性：X>Y>Z，所以氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HX>H2Y>ZH3，故B正確；最高價氧化物對應水化物的酸性：HXO4>H2YO4>H3ZO4，則非金屬性：X>Y>Z，即得電子能力：X>Y>Z，故C正確；元素非金屬性越強，陰離子的還原性越弱，由于非金屬性：X>Y>Z，所以陰離子的還原性：Z3－>Y2－>X－，故D正確。4．下列說法正確的是(C)A．SiH4比CH4穩(wěn)定B．O2－的半徑比F－的小C．Na和Cs屬于第ⅠA族元素，Cs的失電子能力比Na的強D．P和As屬于第ⅤA族元素，H3PO4的酸性比H3AsO4的弱解析：元素的非金屬性越強，其氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，最高價氧化物對應水化物的酸性越強，C的非金屬性強于Si的非金屬性，P的非金屬性強于As的非金屬性，因此CH4的穩(wěn)定性強于SiH4，H3PO4的酸性強于H3AsO4。同主族元素，核電荷數越大，原子半徑越大，失電子能力越強。故選C。5．下列排列順序不正確的是(D)A．原子半徑：鈉>硫>氯