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1、第二节 元素周期律,一、原子核外电子的排布 1. 电子层的表示方法,2. 原子核外电子分层排布的一般规律,(1)核外电子总是尽先排布在_的电子层，然后由里向外，依次排布(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳_个电子。 (3)原子最外层电子数目不能超过_个(K层为最外层时不能超过_个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过_个(K层为次外层时不能超过_个)，倒数第三层电子数目不能超过_个。,二、元素周期律 1. 定义：元素的_随着_的递增而呈_变化的规律。 2. 实质：元素原子的_呈周期性变化的必然结果。 3. 同周期同主族元素性质递变规律,一、1. K L M N O P Q 由近到
2、远 由低到高 2(1)能量低 (2)2n2 (3)8 2 (4)18 2 32 二、1. 性质 原子序数 周期性 2. 核外电子排布 3. 减小 增大 相同 逐渐增多 逐渐增多 相同 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 主族序数 主族序数 增强 减弱 减弱 增强 容易 增强 难 减弱,答案：,【想一想】,同一主族的元素性质就一定相似吗？,三、元素周期表和元素周期律的应用 1. 科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 2. 寻找新材料 (1)半导体材料：在_附近的元素中寻找。 (2)在_中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 (3)在周期表中的_附近探索
3、研制农药的材料。 3. 预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。,不一定，如H与碱金属虽然同处于A族，但性质不同。,三、2. (1)金属与非金属的分界线 (2)过渡元素 (3)右上角,原子核外电子的排布,【例1】 根据中学化学教科书所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是( ) A. K层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等 B. L层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 C. L层电子数为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 D. M层电子数为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等,【自主
4、解答】,C 解析：K层电子数为奇数的元素只有H，A正确；L层或M层电子数为奇数时，此层为最外层，族序数等于最外层电子数，B、D均正确；第二周期以后元素的L层中电子数均为8个，但族序数与L层电子数无关，C错误。,短周期元素中具有特殊电子排布的原子 (1)最外层只有一个电子的非金属元素：H。 (2)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。 (3)最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素依次是：C、O、Ne。 (4)电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。 (5)最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。 (6)最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。 (7)次外层电子数是最外层电子
5、数2倍的元素：Li、Si。 (8)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。 (9)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 【知识关联】原子核外的电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质的联系。,1. 核电荷数分别为16和4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是( ) A. 电子数 B. 最外层电子数 C. 电子层数 D. 中子数,A 解析：画出S和Be的原子结构示意图即可判断A正确，B、C均错；由于同位素的存在，D不一定正确。,答案：,等电子数的粒子的应用,【例2】 用A、B、C2、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒(离子或分子)。请回答： (1)
6、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个电子的微粒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_，电子式是_。 (5)G分子中含有4个原子，其分子式是_。 (6)H分子中含有8个原子，其分子式是_。,【自主解答】,(1)K Cl S (2)HCl (3)F2 (4)H2S HS H (5)H2O2(或PH3) (6)C2H6 解析：(1)aA含有18个电子，则其质子数a18119，A为K元素；bB含有18个电子，则其质子数b18117，B为Cl元素；同理知C为S
7、元素。(2)由两种元素组成的双原子18电子的分子只有HCl。(3)氧化能力最强的分子是F2。(4)由两种元素组成的三原子18电子的分子只有H2S。(5)H2O2和PH3都是含有4个原子的18电子分子。(6)含有8个原子的18电子的分子是C2H6。,1. “10电子”的粒子,2. “18电子”的粒子,【温馨提示】上表中有些18电子粒子符合“99”规律，如C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH等(CH3、OH、NH2、F为9电子基团)。,【知识关联】10电子(或18电子)粒子与“位构性”的关系、与某些有机化合物的联系。,2. A、B、C、D、E五种粒子(分子或离子)，它们都分别含
8、有10个电子，已知它们有如下转化关系：,(1)写出的离子方程式：_； 写出的离子方程式：_。 (2)除D、E外，请再写出两种含有10个电子的分子：_；除A、B外，请再写出两种含有10个电子的阳离子：_。,(1)NH4+OH=H2ONH3 H3OOH=2H2O (2)Ne、CH4 Na、Mg2(其他合理答案也可) 解析：根据含有10个电子的分子和离子，结合相关的离子方程式较容易推理出A、B、C、D、E分别为NH4+、H3O 、OH 、H2O、NH3。,答案：,元素周期律,【例3】 (2009高考广东卷，11)元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X与Z2具有相同的核外电子层结构。下
9、列推测不正确的是( ) A. 同周期元素中X的金属性最强 B. 原子半径XY，离子半径XZ2 C. 同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D. 同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强,【自主解答】,B 解析：根据X、Y在同一周期，X与Z2具有相同的核外电子层结构，可推出Z在X、Y的上一个周期，又因为X、Y、Z原子序数之和为36，综合判断知X为Na、Z为O、Y为Cl，B项中的离子半径应为：O2Na。,一、元素金属性、非金属性强弱的判断 1. 本质：原子越易失电子，金属性越强。原子越易得电子，非金属性越强。 2. 金属性强弱的判断依据 (1)根据元素在周期表中的位置 同周期元素，从左至右随原子序数的增加
10、，金属性减弱。 同主族元素，从上至下随原子序数的增加，金属性增强。 (2)实验依据 单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易则金属性越强。 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也就越强。 金属间的置换反应：金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，则甲的金属性比乙强。 金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属元素的金属性就越弱。 根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼(有例外)；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素金属性弱。,3. 非金属性强弱的依据 (1)根据元素在周期表中的位置 同周期元素，从左至右随原子序数
11、的增加，非金属性增强。 同主族元素，从上至下随原子序数的增加，非金属性减弱。 (2)实验依据 单质跟氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性：越易与氢气反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，则非金属性越强。 最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强则对应非金属元素的非金属性也就越强。 非金属单质间的置换反应：非金属甲能把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，则甲的非金属性比乙强。 非金属元素的原子对应阴离子的还原性：还原性越强，元素的非金属性就越弱。,二、粒子半径大小的比较 1. 同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如NaMgAl
12、Si，NaMg2Al3。 2. 同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大。如LiFNaMg2Al3(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。 4. 同种元素原子形成的微粒半径大小为：阳离子中性原子阴离子；价态越高的微粒半径越小，如Fe3Fe2Fe，HHH。 5. 电子数和核电荷数都不同的粒子，可通过一种参照物进行比较 如比较Al3与S2的半径大小，可找出与Al3电子数相同，与S2同族的元素O2比较，Al3O2，且O2 S2。故Al3 S2。 【知识关联】元素周期律与元素化合物、氧化还原反应、原电池、电解池等联系。,3. (2010高考广东卷，10)短周期金属元素
13、甲戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是( ),原子半径： 丙丁戊 B. 金属性：甲丙 C. 氢氧化物碱性：丙丁戊 D. 最外层电子数：甲乙,C 解析：同周期元素原子半径从左到右逐渐减小，A错；同主族元素的金属性自上而下逐渐增强，B错；同周期元素的金属性从左到右逐渐减弱，故对应碱的碱性逐渐减弱，C正确；同周期元素原子的最外层电子数从左到右逐渐增多，D错。,答案：,元素周期表和元素周期律的应用,【例4】 (2010高考浙江卷，8，改编)有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期， Z、M同主族； X与M2具有相同的电子层结构；离子半径：Z2W；Y的单质晶体熔点高
14、、硬度大，是一种重要的半导体材料。下列说法中，正确的是( ) A. X、M两种元素只能形成X2M型化合物 B. 由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其稳定性依次减弱 C. 元素W、Z、Y的单质的氧化性依次增强 D. 元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂,【自主解答】,D 解析：本题主要考查元素周期表和元素周期律的知识。运用元素周期表，结合元素周期律及位、构、性关系进行推断。此题突破口为：Y单质晶体熔点高、硬度大、是半导体材料，则Y是Si。根据X、Y、Z、W同周期，Z2、M2知Z是S，M是O(Z、M同主族)。X与M2具有相同的电子层结构则X为Na。离子半径：Z2 W，则W为
15、Cl。A中X、M两种元素能形成Na2O和Na2O2两种化合物。B中W、Z、M的氢化物的稳定性为H2OHClH2S。C中W 、Z 、Y的单质的氧化性为：SiSCl2。D中W和M的单质Cl2和O3都可作水处理剂。,“位构性”的关系,【知识关联】元素周期表和元素周期律的应用与原子结构、元素化合物、新元素、新材料联系。,4. (2010高考上海卷，12)科研人员最新研制成一种新型的氮化镓(GaN)晶体管，有望取代传统晶体管。氮化镓中镓元素( ) A. 为3价 B. 位于第A族 C. 位于第三周期 D. 离子半径大于其原子半径,A 解析：本题考查元素的“位构性”的关系及粒子半径大小的比较。GaN中N元素
16、为3价，Ga位于第四周期第A族，其离子半径小于原子半径，因此只有A正确。,答案：,1. 在核电荷数为19的元素中，下列说法正确的是( ) A. 最外层只有1 个电子的元素一定是金属元素 B. 最外层有2个电子的元素一定是金属元素 C. 最外层与次外层电子数相等的元素一定是金属元素 D. 最外层电子数为7的原子，该元素最高正价为7 2. (2010高考全国卷，6，改编)下列判断错误的是( ) A. 还原性：NH3PH3AsH3 B. 熔点：Cl2H2SO4H3PO4 D. 碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3,1. C 解析：本题考查原子核外电子的排布。可采用举例法判断。符合A的元素可以是
17、H、Li；符合B的元素可以是He、Be；符合C的元素是Be；符合D的元素是F，但F没有最高正价。因此只有C正确。 2. A 解析：本题考查同主族、同周期元素性质的递变规律。对于同主族非金属元素，随电子层数递增，单质的熔点递增，氢化物的还原性递增，A错、B正确；一般地，元素非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，C正确；一般地，元素金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的碱性越强，D正确。,答案：,3. (2011福建厦门双十中学高三期中)部分短周期元素的有关信息如下表所示：,根据表中信息，判断以下叙述正确的是( ),A. 氢化物的稳定性为H2TH2R B. 单质与稀盐酸反应的速率为LZ
18、 C. Z与T形成的化合物具有两性 D. L与R通过离子键形成的化合物阴阳离子的核外电子数相等,3. C 解析：本题考查“位构性”的关系。根据表中元素性质、位置或原子结构的信息不难推出元素T为氧、R为硫、L为镁、Z为铝。A中稳定性为H2OH2S；B中反应速率为MgAl；C中Al2O3是两性氧化物；D中Mg2核外电子数为10, S2核外电子数为18。,答案：,4. (2010高考天津卷，7，改编)X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成蛋白质的基础元素，M是地壳中含量最高的金属元素。回答下列问题： (1)L的元素符号为_；M在元素周期表中的位置为_；五种元素的原子半径从
19、大到小的顺序是_(用元素符号表示)。 (2)Z、X两元素按原子数目比13和24构成分子A和B，A的电子式为_，B的结构式为_。 (3)硒(Se)是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的原子序数为_，其最高价氧化物对应的水化物的化学式为_。,答案：,5. 已知X、Y、Z为三种由短周期元素构成的粒子，每1 mol粒子都有10 mol电子，其结构特点如下：,物质A由X、Z构成，B、C、D、K在常温下都是气体单质，反应都是用于工业生产的反应，各有关物质之间的相互反应转化关系如下图所示：,请回答下列问题： (1)A的化学式为_；D的结构式为_。 (2)完成下列反应的离子
20、方程式： 反应_； 反应_。 (3)J为无色气体，且污染大气，若其浓度过高可导致高铁血红蛋白血症。气体J遇空气变为红棕色，该反应的化学方程式为_。,5. (1)NaOH NN (2)Cl22OH=ClClOH2O 2Cl2H2O=2OHCl2H2 (3)2NOO2=2NO2 解析：本题考查“10电子”粒子及相关元素化合物知识。根据表中X、Y、Z三种粒子的信息可知，X为Na、Y为NH3、Z为OH ，A为NaOH。反应都是用于工业生产的反应，根据各有关物质之间的相互反应转化关系图不难推出气体单质B、C、D、K分别为Cl2、H2、N2、O2，化合物E、F、G、H、I、J、M分别为NaClO、NaCl、H2O、HCl、NH3、NO、HClO。,答案：,