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文档介绍
2020届一轮复习人教版元素周期律学案
元素周期律 【学习目标】 1．了解原子核外电子的排布。 2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 重点：元素周期律的含义和实质；元素性质与原子结构的关系。 难点：元素性质与原子结构的关系。 【要点梳理】 要点一、原子结构及表示 1．原子的构成 （注：碳12质量的1/12等于1.66×10-27 kg） 质量/kg 相对质量 电量 作用 原 子 原子核 质子 1.6726×10-27 1.007 +1 质子数决定元素种类 中子 1.6749×10-27 1.008 0 质子数和中子数决定核素种类 核外电子 9.109×10-31 1/1836 -1 核外电子排布决定化学性质 AZX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。 2．原子微粒间的数量关系： ①质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N) ②中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数 ③阳离子：质子数=核电荷数=核外电子数+离子电荷数 ④阴离子：质子数=核电荷数=核外电子数-离子电荷数 3．粒子的结构示意图 (1)表示方法 结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。如： (2)原子结构示意图和离子结构示意图的比较 结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结构示意图中，二者则不相等，其差值均为离子所带电荷的数值。例如： 要点二、原子核外电子的排布 多电子的原子中，电子的能量是不相同的，所以它们通常运动的区域离原子核也远近不同，也就有了核外电子的分层排布，也就有了核外电子的排布规律。 1．电子层 原子是由原子核和核外电子构成的。在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们就把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。具体情况如下表： 电子层的代号 n 电子层的序号 1 2 3 4 5 6 7 电子层的符号 K L M N O P Q 离原子核的距离 电子层的能量 2．核外电子的排布规律 经过大量的科学实验和理论分析，我们得知核外电子的排布遵循以下规律： （1）核外电子是分层排布的，并且电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里及外排布在能量稍高的电子层里。即排满K层再排L层，排满L层再排M层。 （2）每一电子层里最多容纳电子数为2n2。即第一电子层最多容纳2个，第二电子层最多容纳8个，第三电子层最多容纳18个…… （3）最外层电子数不超过8个（K为最外层时不超过2个）。 （4）次外层电子数不超过18个，倒数第3层电子数不超过32个。 说明：要弄清楚以上排布规律的原因，还需要学习更多更有趣的知识，这部分知识在化学选修三《物质结构与性质》。 要点诠释： ①以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 ②上述为核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其他规律。 ③最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构，不易得失电子，化学性质稳定。 ④最外层电子较少的(<4)，一般易失去电子达到稳定结构，表现出金属性；最外层电子较多的(>4)，一般易得电子或通过形成共用电子对形成稳定结构，表现出非金属性。 3．1～18号元素原子的结构特征 (1)最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。 (2)最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。 (3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。 (4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。 (5)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。 (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。 (7)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。 (8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 (9)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。 (10)电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 (11)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 (12)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。 要点三、元素周期律 【高清课堂：元素周期律ID：400635#元素周期律小结】 1．元素周期律 （1）内容： 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这一规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是由元素原子结构的周期性变化所决定的。 （2）具体表现 ①原子半径： 同周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子半径递减； 同主族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 ②化合价： 同周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外； 从IVA族开始，最低负化合价递增（从-4价到-1价），第一周期除外，金属元素一般无负化合价。 元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 。 ③元素的金属性和非金属性： 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； 同一主族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减。 2．1—18号元素的有关知识 3．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层 电子数 逐一增加(除第一 周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 4 ．实验探究第三周期元素的金属性、非金属性的递变规律 （1）钠、镁与水的反应 实验内容 钠（Na） 镁（Mg） 实验步骤 取一小块金属钠，投入至盛有足量水（预先滴加2滴酚酞试液）的烧杯中。观察现象。 取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2 mL水并滴入2滴酚酞试液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 实验现象 钠块浮在水面，并迅速熔成闪亮的小球，发出嘶嘶响声，四处游动，最后消失，滴有酚酞的水变红。 镁与冷水并未见明显现象，当水沸腾时，镁与热水反应，产生气体，并使滴有酚酞的水变红。 化学方程式 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ 结论 钠与水反应比镁与水反应容易、剧烈。 （2）镁、铝与盐酸反应 实验内容 镁（Mg） 铝（Al） 实验步骤 取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入一支试管中，再加入2 mL 1 mol/L的盐酸 取一小片铝，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入一支试管中，再加入2 mL 1 mol/L的盐酸 实验现象 镁与盐酸剧烈反应，产生大量气泡 铝与盐酸反应，产生气泡 化学方程式 Mg+2HCl==MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑ 结论 镁与盐酸反应比铝与同浓度盐酸反应更剧烈、更容易。 （3）钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为： NaOH（强碱）＞Mg(OH)2（中强碱）＞Al(OH)3（两性氢氧化物） 我们可利用金属单质与水（或酸）反应的难易程度；或者金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较金属元素的金属性。所以Na、Mg、Al的金属性强弱为：Na＞Mg＞Al。 （4）我们可利用非金属单质与氢气化合的难易程度；或者非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断非金属元素的非金属性强弱。 有关元素 Si P S Cl 单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸（比H2SO4酸性强） 要点诠释： ① 按照核电荷数递增顺序，单质与氢气化合越来越容易； ②按照核电荷数递增顺序，元素的最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性逐渐增强。所以非金属性强弱为：Si＜P＜S＜Cl。 ③ 结论，在第三周期中： 要点四、粒子半径大小比较 总体方法：“层多径大，序大径小” 要点诠释： 比较微粒半径大小，先看电子层数，电子层数越多半径越大；电子层数相同，再看核电荷数，核电荷数越多半径越小。 常见以下几种情况： (1)电子层数相同的原子的半径，随核电荷数的增加逐渐减小(稀有气体除外)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)。即同周期元素的原子半径随核电荷数的增大，自左至右逐渐减小。 (2)稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。如r(Ar)>r(Cl)。 (3)最外层电子数相同的元素的原子半径，随电子层数(或核电荷数)的增多而增大。如r(F)查看更多
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