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第二節(jié)元素周期律第2課時元素周期律 1865年 英國化學家紐蘭茲把當時已知的元素按相對原子質量大小的順序進行排列 發(fā)現(xiàn)無論從哪一種元素算起 每到第八種元素就和第一種元素的性質相近 很像音樂上的八度音循環(huán) 他干脆把元素的這種周期性叫做 八音律 并畫出了標示元素關系的 八音律 表 但是 條件限制了他作進一步的探索 因為當時相對原子質量的測定值有錯誤 而且他也沒有考慮到還有尚未發(fā)現(xiàn)的元素 只是機械地按相對原子質量大小將元素排列起來 所以他沒能揭示出元素之間的內在規(guī)律 紐蘭茲已經(jīng)下意識地摸到了 真理女神 的裙角 差點就揭示元素周期律了 一個偉大的發(fā)現(xiàn)與他擦肩而過 那么 在現(xiàn)行元素周期表中一百多種元素之間的內在規(guī)律是什么呢 1 了解元素原子結構的周期性變化 2 了解元素性質的周期性變化 3 理解元素周期律的內容及實質 4 形成結構決定性質的科學思想 1 元素的原子核外電子排布 原子半徑 元素化合價的變化規(guī)律 1 原子結構的變化規(guī)律 1 1 228888周期性 元素周期律 2 原子半徑的變化規(guī)律 2 變小變小周期性 3 元素的主要化合價變化規(guī)律 3 5 4 7 4周期性 2 探究第三周期元素性質的遞變規(guī)律 1 鈉 鎂 鋁金屬性的遞變規(guī)律 與水反應 與冷水劇烈反應 常溫下遇水無明顯現(xiàn)象 加熱時鎂帶表面有大量氣泡出現(xiàn) 滴入酚酞變 在常溫或加熱下 遇水無明顯現(xiàn)象 分別寫出鈉和鎂與水反應的化學方程式 與酸反應 mg與鹽酸反應要比al 與mg反應的試管壁溫度 與al反應的試管壁溫度 分別寫出鎂和鋁與稀鹽酸反應的化學方程式 na2o mgo為 氧化物 al2o3為 氧化物 naoh為 堿 mg oh 2為 堿 al oh 3為 2 1 namg紅al2na 2h2o2naoh h2 mg 2h2omg oh 2 h2 劇烈升高升高mg 2hclmgcl2 h2 2al 6hcl2alcl3 3h2 堿性兩性強中強兩性氫氧化物 2 硅 磷 硫 氯的非金屬性的遞變規(guī)律 2 4 5 6 7 4 3 2 1高溫蒸氣加熱光照點燃爆炸h2sio3弱h3po4中強h2so4強hclo4最強增強增強 綜上所述 我們可以從11 18號元素性質的變化中得出如下結論 金屬性逐漸 非金屬性逐漸 3 元素周期律 1 內容 元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈 的規(guī)律 2 實質 元素性質的周期性變化是元素 的必然結果 也就是說 由于元素 引起了元素性質上的周期性變化 這體現(xiàn)了結構決定性質的規(guī)律 減弱增強3 1 周期性變化 2 原子核外電子排布周期性變化原子結構的周期性變化 綜合拓展 一 周期表中元素性質的變化規(guī)律 特別關注 元素的性質與元素原子的核外電子排布的關系元素原子的核外電子排布決定著元素的主要性質 1 一般來說 當最外層電子數(shù)少于4個時 易失去電子 表現(xiàn)出金屬性 當最外層電子數(shù)多于4個時 易得到電子 表現(xiàn)出非金屬性 2 當最外層為8個電子 氦為2個電子 時 原子處于穩(wěn)定結構 化學性質穩(wěn)定 二 微粒半徑大小的規(guī)律比較微粒半徑大小時 首先要確定微粒間的相同點 即微粒間的電子層數(shù) 核電荷數(shù) 核外電子排布是否相同 然后再利用規(guī)律進行比較 1 同周期元素的原子半徑從左到右逐漸減小 如r na r mg r al r si r p r s r cl 2 同主族元素的原子半徑從上到下逐漸增大 如r li r mg2 r al3 同周期元素形成的陰離子 從左到右陰離子半徑逐漸減小 如r p3 r s2 r cl 特別關注 同周期中元素的陽離子半徑均小于元素的陰離子半徑 4 同主族帶相同電荷的離子 電子層數(shù)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 5 具有相同電子層結構的離子半徑隨著原子序數(shù)的增大而減小 即 徑小序大 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 6 同種元素核電荷數(shù)相同 其半徑的大小決定于電子層數(shù)及電子數(shù)的多少 電子層越多半徑越大 電子數(shù)越多半徑越大 故r 陽離子 r na r mg2 嘗試應用 1 短周期金屬元素甲 戊在元素周期表中的相對位置如圖所示 下列判斷正確的是 a 原子半徑 丙丙c 氫氧化物堿性 丙 丁 戊d 最外層電子數(shù) 甲 乙 解析 本題應從元素周期表的編排原則 元素的原子結構 性質及在周期表中的位置關系等方面分析 根據(jù)同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小 則原子半徑 丙 丁 戊 a項錯誤 根據(jù)同主族元素從上到下元素的金屬性逐漸增強 則金屬性 甲丁 戊 由于元素的金屬性越強 其氫氧化物堿性越強 故氫氧化物的堿性 丙 丁 戊 c項正確 根據(jù)同周期元素從左到右 原子的最外層電子數(shù)逐漸增多 則最外層電子數(shù) 甲 乙 d項錯誤 答案 c 2 下列關于元素周期律和元素周期表的說法 正確的是 a 目前發(fā)現(xiàn)的所有元素占據(jù)了周期表里的全部位置 不可能再有新的元素被發(fā)現(xiàn)b 元素的性質隨著原子序數(shù)的增加而呈周期性變化c 俄國化學家道爾頓為元素周期表的建立作出了巨大貢獻d 同一主族的元素從上到下 金屬性呈周期性變化 解析 元素周期律是元素性質隨原子序數(shù)的遞增而發(fā)生周期性變化的規(guī)律 b正確 元素周期表是俄國化學家門捷列夫在前人探索的基礎上按元素相對原子質量由小到大依次排列 并將化學性質相似的元素放在一個縱行而編制的表 是化學發(fā)展史上的重要里程碑之一 有些元素還有待于發(fā)現(xiàn) 有些新元素已經(jīng)被發(fā)現(xiàn) 因此不能說不可能再有新元素發(fā)現(xiàn) 在元素周期表中 同一主族的元素從上到下由于原子半徑逐漸增大 金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱 屬遞變性變化而不是周期性變化 答案 b 3 下列各組氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性按由強到弱的順序排列的是 a sih4 ph3 h2s hclb hf hcl hbr hic ph3 h2s hcl hfd nh3 ph3 ash3 hf解析 同周期從左到右 元素的金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強 則氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐漸增強 所以a中氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性是由弱到強 同主族從上至下 元素的金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱 則氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性也逐漸減弱 故b正確 同理分析c d 答案 b 一 元素周期律 下列說法中 正確的是 a sih4比ch4穩(wěn)定b o2 半徑比f 小c na和cs屬于第 a族元素 cs失電子能力比na強d p和as屬于第 a族元素 h3po4酸性比h3aso4弱 變式應用 1 下列對各組元素性質遞變情況描述錯誤的是 a li be b原子最外層電子數(shù)依次增多b p s cl元素最高正價依次升高c n o f元素最高正價依次升高d na k rb的最外層電子數(shù)相同解析 隨著原子序數(shù)的遞增 核外電子排布 原子半徑 化合價都呈周期性變化 但o f兩元素無正價 答案 c 二 微粒半徑大小的比較 下列微粒半徑大小比較正確的是 a na cl na al3 c nacl na al3 答案 b 名師點睛 在中學要求的范疇內可以按 三看 規(guī)律來比較微粒半徑的大小 一看 電子層數(shù) 在電子層數(shù)不同時 電子層越多 半徑越大 二看 核電荷數(shù) 在電子層數(shù)相同時 核電荷數(shù)越大 半徑越小 三看 電子數(shù) 在電子層和核電荷數(shù)相同時 電子數(shù)越多 半徑越大 變式應用 2 已知an b n 1 cn d n 1 具有相同的電子層結構 則a b c d的原子半徑由大到小的順序是 離子半徑由大到小的順序是 原子序數(shù)由大到小的順序是 解析 根據(jù)an b n 1 cn d n 1 四種離子具有相同的電子層結構及離子所帶的電荷數(shù)可確定出a b c d在周期表中的位置關系 dcab d c 故原子序數(shù)由大到小的順序為b a c d 原子半徑a b d c 又因原子半徑d d c c 且d c 故原子半徑a b d c 根據(jù)具有相同的電子層結構的微粒 質子數(shù)越大 半徑越小的規(guī)律可知 離子半徑d n 1 cn an b n 1 答案 a b d cd n 1 cn an b n 1 b a c d 1 元素的以下性質 隨著原子序數(shù)遞增不呈現(xiàn)周期性變化的是 a 化合價b 原子半徑c 元素的金屬性和非金屬性d 相對原子質量2 下列有關性質遞變的敘述中 正確的是 a
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