高一寒假预习班必备元素周期表与元素周期律：第四节 元素周期律及其应用.doc

元素周期律及其应用 　　（讲）什么叫周期？事物在运动、变化发展的过程中，某些特征多次重复出现，其连续两次出现所经过的时间叫周期。生活中有许多现象具有周期性，例如生活中，从零点到二十四点为一天，再从零点到二十四点为一天，一天以小时为序排列体现周期。元素以什么为序排列呈现周期性变化呢？它周期性变化的内容又如何？我们以1—18号元素的核外电子排布，原子半径以及主要化合价来着手研究。 　　完成表格： 　　结论：原子核外电子排布呈现周期性变化（最外层电子数从1→8） 　　原子半径呈现周期性变化（同周期元素，原子半径从大→小）（稀有气体除外，由于测定的方法与非金属不同。） 　　元素主要化合价呈现周期性变化（最高正化合价＋1→＋7，最低负化合价－4→－1。） 　　（过渡）通过讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。那么，元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？ 　　（板书） 一、金属性和非金属性 　　 　　（讲）金属单质与水或酸置换出氢越容易，最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性越强，金属性强的单质能将金属性弱的元素置换出来。 　　 　　（讲）最高价氧化物的水化物的酸性越强，与H2化合越容易，生成的氢化物越稳定，非金属性越强。非金属性强的单质可将非金属性弱的元素置换出来。 　　（过渡）我们以金属性和非金属性的判断依据，通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性的变化规律。 二、11—18号元素性质的递变 　　（实验）Mg与水反应 　　Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ 　　结论：Na→Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ? 　　（总结） 三、元素周期律 　　 　　（讲）元素性质呈现周期性变化的本质原因是原子核外电子排布呈现周期性变化。 四、元素周期表和元素周期律的应用 1、元素的金属性与非金属性与其在周期表中的位置关系 2、元素的化合价与其在周期表中的位置关系 　　 3、“位”、“构”、“性”的关系 　　①同周期同主族元素的相似递变性。 　　②对角线规律：Li—Mg，Be—Al，B—Si； LiOH微溶，Be(OH)2两性氢氧化物 　　③相邻相似规律（上、下左右相邻相似）。 　　④于金属与非金属分界线附近的元素既有金属性，又有非金属性。 五、元素周期表和元素周期律的意义 1、元素周期表是学习和研究化学的一门工具 2、指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质 3、指导工农业生产，启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质 4、 练习：比较下列各组微粒半径的大小 　　①Na、H、K：（K）＞r（Na）＞r（H） 　　②Na与Cl ： r（Na）＞r（Cl） 　　③Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－： 　　r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋） 　　④Na与Na＋：r（Na）＞r（Na＋） 　　⑤Cl与Cl－：r（Cl－）＞r（Cl） 课堂练习 ? 一、选择题 1、应用元素周期律分析下列推断，其中正确的组合是（　B） ①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低 ②砹（At）是ⅦA族，其氢化物的稳定性大于HCl ③硒（Se）的最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱 ④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性 ⑤第三周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 A．①②③　　　　　　　　　　B．①③⑤ C．只有③④　　　　　　　　　D．②④⑤ 2、下列粒子半径由大到小的排列是（　A） A．P3－、S2－、Cl－　　　　　 B．Cl－、S2－、O2－ C．Ca、Mg、Na　　　　　　　　D．K＋、Cl－、S2－ 3、X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是（　C） A．X的原子序数比Y的原子序数小 B．X原子的最外层电子数比Y的最外层电子数大 C．X的原子半径比Y的原子半径大 D．X的离子半径比Y的离子半径大 4、R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）（　B） A．若R（OH）m为强碱，则W（OH）n也为强碱 B．若HXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素 C．若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋6 D．若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素 5、具有下列特征的原子，一定是非金属元素的是（　C） A．最外层电子数大于4 B．最高价氧化物对应水化物是酸 C．具有负化合价 D．具有可变化合价 6、A、B、C、D、E五种元素原子序数逐渐增大，且均不超过18。其中A与C、B与E分别为同族元素。原子半径A＜B＜E＜D＜C，B原子最外层电子数是次外层的3倍，C、D的核