1、第二节元素周期律1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯元素,以及碱金属元素和卤族元素为例,了解同周期和同主族元素性质的递变规律。3.体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。数据分析最外层电子数与原子序数的关系结论随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现从1到8的周期性变化(第一周期元素除外)1.元素性质的周期性变化元素性质的周期性变化(以以118号元素为例号元素为例)(1)元素原子核外电子排布的周期性变化1 | 主族元素的周期性变化规律(2)元素原子半径的周期性变化数据分析原
2、子半径与原子序数的关系结论随着原子序数的递增,同周期元素原子半径从左到右呈现由大到小的周期性变化(第一周期元素和Ne、Ar除外)数据分析元素的化合价与原子序数的关系结论随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现从+1价到+7价、最低负化合价呈现从-4价到-1价的周期性变化(第一周期元素和O、F除外)(3)元素化合价的周期性变化2.第三周期元素性质的比较第三周期元素性质的比较(1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较注意:像Al(OH)3这样既能与酸反应生成盐和水,又能和碱反应生成盐和水的氢氧化物叫做两性氢氧化物。NaMgAl单质与水反应与冷水反应剧烈,放出氢气与冷水反应缓慢,与沸水反应迅速,放出氢
3、气与沸水不反应镁、铝与同浓度非氧化性酸的反应与酸反应剧烈,放出氢气与酸反应较为剧烈,放出氢气最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH,强碱Mg(OH)2,中强碱Al(OH)3,两性氢氧化物结论(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较SiPSCl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气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定,遇空气会发生爆炸PH3不稳定,在空气中可自燃H2S不稳定,在较高温度时可分解HCl很稳定最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱H2SiO3,弱酸H3PO4,中强酸H2SO4,强酸HClO4,强酸(比H2SO4的酸性强)结论(3)元素金属性与非金属性的周期性变化,以第
4、三周期元素为例,可以得出结论:对其他周期元素的性质进行研究,也可以得到类似的结论,即随着原子序数的递增,同一周期元素(稀有气体元素除外),从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。3.元素周期律元素周期律1.金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属和非金属元素分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现金属性,又能表现非金属性。2 | 元素周期表和元素周期律的应用2.主族元素化合价与其在周期表中的位置关系主族元素化合价与其在周期表中的位置关系3.元素周期表和元素周期律的应用元素周期表和元素周期律的应用1.镓(Ga)与铝同主族,曾被称为“类
5、铝”,其氧化物和氢氧化物均与铝的氧化物和氢氧化物性质相似,Ga(OH)3是两性氢氧化物()2.早在第二次世界大战前,砷化氢(AsH3)就被计划用于化学战,由于该气体无色,几乎无臭。砷化氢的稳定性比溴化氢的强( )砷、溴位于同周期,砷的非金属性比溴弱,因此砷化氢的稳定性比溴化氢的弱。3.第二周期元素从左到右,最高正价从+1价递增到+7价( )氧元素没有最高正化合价,氟元素没有正化合价。4.元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强( )非金属性、金属性强弱与得失电子的难易有关,与得、失电子数的多少无关。5.元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强( )
6、能够用来判断非金属性(或金属性)强弱的依据是最高价氧化物对应水化物的酸性(或碱性)强弱。判断正误，正确的画“ ” ，错误的画“ ” 。6.元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性越弱( )第A族元素的氢化物的水溶液,从上到下酸性依次增强,还原性逐渐增强。7.根据元素周期律可知非金属性最强的是氦( )根据元素周期律可知非金属性最强的是氟。8.金属不可能具有非金属性,非金属不可能具有金属性( )金属性、非金属性并不是完全分开的,处于金属与非金属分界线附近的元素既有一定的金属性又有一定的非金属性。9.元素的化合价主要与最外层电子数有关()10.在短周期元素中,原子的电子层数越
7、多,原子半径就一定越大( )锂原子的半径仅比第三周期的钠、镁原子半径小。11.元素性质越活泼,其单质性质也越活泼( )N比P活泼,但N2比红磷、白磷稳定。1|探究元素性质的周期性变化规律1871年,门捷列夫预言:在元素周期表中一定存在一种元素,它紧排在锌的后面,处于铝和铟之间。他将其称为“类铝”,并预测了它的性质。1875年,法国化学家布瓦博德朗在分析闪锌矿时发现一种新元素,命名为镓,并将他测得的主要性质公布于众,不久便收到了门捷列夫的来信,说镓的比重不是4.7而是5.96.0。当时布瓦博德朗很疑惑,因为他是唯一掌握金属镓的人,门捷列夫是怎样知道它的比重呢?经重新测定,镓的比重是5.9,结果使
8、他大为惊奇。他认真阅读了门捷列夫的周期律论文后,感慨地说:“我没有可说的了,事实证明门捷列夫这一理论的巨大意义”。问题1.请从原子结构变化的角度解释,同周期主族元素随着原子序数的递增,金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强的原因。提示:同一周期主族元素的原子,核外电子层数相同,自左向右随着核电荷数的递增,最外层电子数逐渐增加,原子核对最外层电子的吸引力增强,所以原子半径逐渐减小,元素的原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱。所以同一周期的主族元素,从左向右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。2.根据同周期主族元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性。提示:同周期主族元素
9、从左向右非金属性逐渐增强,气态氢化物的稳定性逐渐增强,所以SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性逐渐增强。3.结合同周期、同主族元素原子半径的变化规律,总结怎样快速比较微粒半径的大小?提示:一看电子层数,最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。二看核电荷数,当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。三看核外电子数,当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。4.H2SO3的酸性比HClO的酸性强,能否证明S的非金属性比Cl强?提示:不能。H2SO3和HClO均不是对应元素的最高价氧化物的水化物。 跳出认识元素周期律的跳出认识元素周期律的5个误区个误区(1)误认为主族元素的最
10、高正价一定等于族序数(F无正价,O无最高正价)。(2)误认为元素的非金属性越强,其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸,忽略了关键词“最高价”)。(3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难,得电子也难。(4)误认为得失电子数多的原子,得失电子的能力一定强。其实不然,不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。(5)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第A族的某些元素(第A族的H的最高正价为+1价,最低负价为-1价)。2|元素性质、结构及在周期表中位置的关系1869年俄国化学家门捷列夫将当时已发现的63种元素列成元素周期表,并
11、留下一些空格,预示着这些元素的存在。在元素周期表的指导下,人们“按图索骥”找出了这些元素。迄今为止科学家发现或合成了118种元素,第七周期已被填满。那元素周期表是否到尽头了呢?1969年理论物理学家从理论上探索“超重元素”存在的可能性,他们认为具有2,8,20,28,50,82,114,126,184等这些“幻数”质子或中子的原子,其原子核比较稳定。更为有趣的是,有些科学家还提出元素周期表可以向负方向发展,这是由于科学上发现了正电子、负质子(反质子),在其他星球上是否存在由这些反质子和正电子以及中子组成的反原子呢?这种观点若被实践证实,元素周期表当然可以出现核电荷数为负数的反元素,向负向发展也
12、就顺理成章了。问题1.阅读材料分析支持元素周期表向负向发展的理由是什么?提示:科学上发现了负质子(反质子),这一点支持元素周期表向负向发展。2.元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系?提示:原子结构决定元素在周期表中的位置,元素在周期表中的位置能够反映其原子结构。其关系主要有两点:电子层数=周期数;最外层电子数=主族序数。3.原子结构与元素性质之间有何关系?提示:电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性,原子最外层电子数越少、电子层数越多,原子越易失电子,元素的金属性越强;原子最外层电子数越多、电子层数越少,原子越易得电子,元素的非金属性越强。同主族元素最外层电子数相同,化学性
13、质相似。 建立建立“位、构、性位、构、性”关系模型关系模型(1)根据原子或离子的结构示意图推断已知原子结构示意图,则电子层数=周期数,最外层电子数=主族序数。如果已知离子的结构示意图,则需将其转化为原子结构示意图来确定。电子层结构相同的微粒:阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的前面,阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左边位置,简称“阴前阳下”。(2)根据元素的特征来推断元素的位置:如根据“形成化合物最多的元素”“空气中含量最多的元素”“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。(3)根据元素周期表中短周期特殊结构推断元素周期表中第一周期只有两种元素H和He,H元素所在的第A族左侧无元素分布;He为0族元素,0族元素为元素周期表的右侧边界,0族元素右侧没有元素分布。利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。
