第2节元素周期律技巧.pptVIP

第二节 元素周期律第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律;一、原子核外电子的排布 1.核外电子是分层排布的 电子层：n= 1、2、3、4、5、6、 7 符号：K、L、M、N、O、P、Q 2.核外电子的排布遵循能量最低原理 在离核较近区域运动的电子能量较低，在离核较远区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能的先从内层排起。;1;核外电子的排布规律 1.各电子层最多容纳2n2个电子； 2.最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)； 3.次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个； 4.核外电子总是尽可能的先排布在能量较低的电子层上，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层上(能量最低原理)。 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。;核电荷数为1～18的元素原子核外电子层排布;原子序数 ;结论一：随着原子序数的递增，元素原子的核外排布呈现周期性变化。 ;; 随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元素的原子半径和元素化合价呈现周期性的变化。;钠、镁、铝与水的反应;镁、铝与盐酸的反应;【实验】 放少许镁带于试管中，加2 mL水，滴入2滴酚酞试液， 观察现象；过一会加热至沸腾，再观察现象。 【现象】 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后基本不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。 ;结论：;钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较; 同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。;非金属性强弱的比较;氢化物 化学式; 同周期中，随着原子序数的增加，元素的非金属性逐渐增强。;根据实验，可得出第3周期元素金属性、非金属性的递变规律:;原子半径依次减小;结构;（1）结构决定位置： 核电荷数＝原子序数 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数 位置反映结构;（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数;（3）位置推断性质： 同周期、同主族元素结构、性质的递变规律;金属元素、非金属元素的分区： ; 1; 元素周期律的应用 1.预言未知元素并证实； 2.在金属与非金属分界处找半导体材料(Si, Ge); 3.较低毒磷农药代替砷农药;(非金属性强的S, Cl ) 4.过渡区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合  金材料。(Ti, Cr, Ni等) 5.有力地论证了量变引起质变的规律性。;3.准确寻找新的物质，指导我们如何进行科学研究和生产实践。;补充：微粒半径的比较;1.下列递变情况不正确的是（ ） A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原 性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定 性依次增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb最高价氧化物的水化物碱性依次增强 ;2.同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应 的水化物的酸性 HXO4H2YO4H3ZO4，则下列说法中判断 错误的是（ ） A.阴离子半径：XYZ B.气态氢化物稳定性：HXH2YZH3 C.元素的非金属性：XYZ D.单质的氧化性：XYZ;3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列的是（ ） A.Na、Mg、Al B.Cl、S、P C.Na、N、F D.Cl、Br、I 4.下列递变规律不正确的是（ ） A.Na、Mg、Al还原性依次减弱 B.I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C.C、N、O原子半径依次增大 D.P、S、Cl最高正价依次升高;5.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( ) A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B.Na能与冷水反应，而Mg不能； C.碱性NaOH ＞Mg(OH)2 ； D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；;6. 应用元素周期律推断，下列说法正确的是(　　) A．Sr（锶）的碳酸盐难溶于水 B．Tl（铊）的氢氧化物是两性氢氧化物 C．H2Se比H2S更稳定 D．H3AsO4酸性比H3PO4强 ;4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4， 这种元素的气态氢化物的化学式是（ ） A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4;;(1)写出下列元素符号：①________，⑥________， ⑦________，?________。;(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是______(填