高二化学教案【专题三】元素周期律 元素周期表 6页

‎【专题三】元素周期律 元素周期表 ‎【考点突破】‎ 考点1 原子结构 ‎1.原子组成()‎ ‎2.等量关系 ‎(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。‎ ‎(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。‎ ‎(3)阳离子所带电荷数=阳离子核内质子数-阳离子核外电子数。‎ ‎(4)阴离子所带电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。‎ ‎【方法点击】 ‎ 原子结构是高考的热点之一，解决此类问题关键在于抛开题目所给新信息的干扰，弄清()的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系，只有这样才能顺利解答问题，在解题时一定要看清题干要求。‎ ‎ 规律与特例：规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在学习中还要掌握元素原子结构的特征规律。核电荷数为1—18的元素的原子结构是高考重点考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。‎ ‎1.规律：‎ ‎(1)最外层电子数与次外层电子数相等的原子有Be、Ar。‎ ‎(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；1/2倍的是Li、Si。‎ ‎(3)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。‎ ‎(4)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He、C、S；3倍的是O。‎ ‎2.特性：‎ 核电荷数为1—18的元素的特征性质：‎ ‎(1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。‎ ‎(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。‎ ‎(3)原子半径最大的是K，最小的是H。‎ ‎(4)单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F。‎ 考点2 元素与同位素、同素异形体、同分异构体、同系物的联系与区别 元素 同位素 同系物 同分异构体 同素异形体 概念 具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称 质子数相同，中子数不同的原子互称为同位素 结构相似，分子之间相差n个—CH2化合物互称为同系物 分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体 同种元素形成的不同单质 存在范围 宏观 原子 有机物 有机物 单质 ‎【方法点击】 ‎ 区分以上概念，首先需要明确各概念所适用的范畴，如同位素是指原子，同素异形体是指单质，同分异构体、同系物一般适用于有机物，然后抓住概念的实质进行区分，否则容易混淆。‎ 考点3 元素周期律、元素周期表 ‎1.元素周期表 这个地方，第1周期，第2周期中的阿拉伯数字均需改为汉字，如第二周期、第三周期等 ‎2.元素周期律 ‎ 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。这里所讲的元素性质是指元素的原子半径、元素的化合价、元素的化学性质，即元素的金属性和非金属性。具体如下表：‎ 内容 同周期元素(从左到右)‎ 同主族元素(从上到下)‎ 原子结构 核电荷数 递增 增大 电子层数 相同 增多 最外层电子数 增多 相同 原子半径 逐渐减小(1e-—8 e-)‎ 逐渐增大 元素性质 主要化合价 最高正价由+1→+7‎ 最低负价由-4→-1‎ 一般地，最高正价、最低负价相同 最高正价=族序数 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 碱性增强，酸性减弱 非金属的气态氢化物 稳定性 增强 减弱 形成难易 难易 易难 单质的氧化性或还原性 还原性减弱，氧化性增强 还原性增强，氧化性减弱 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，‎ 金属性逐渐增强，‎ 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 ‎【方法点击】 ‎ ‎1.元素周期表中的规律 ‎(1)“阴上阳下”规律 具有相同电子层结构的离子，阴离子元素在阳离子元素的上一个周期。‎ 如：“Xm+”、“Yn-”的电子层结构相同，则X元素在Y 元素的下一个周期，故原子序数X>Y。‎ ‎(2)“序差”规律 同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。‎ 相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。‎ 若A、B是同族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，若A在B的上一周期。当：‎ A、B在与ⅠA或ⅡA族时，y=x+m A、B在与ⅢA—0族时，y=x+n ‎2.需要注意的点 ‎(1)F没有正价；O除氟化物外，一般不显正价；金属元素一般无负价。主族元素最高正价=最外层电子数=族序数；主族元素最低负价=最外层电子数-8=族序数-8。‎ ‎(2)非金属性的正价有多种，一般是由共用电子对的偏移形成的。简单的阴离子的价态均是最低负价，如S2-、Cl-、P3-等。所以我们在用化合价判断元素在周期表中位置时，一定要分清是否为最高正价和最低负价，如某主族元素R的化合物为Na2R、RO2，则R在元素周期表中的位置为_________。‎ 此题就不能用RO2中R的+4价来确定R在元素周期表中的位置，因为不能确定RO2中R的+4价是最高正价。‎ ‎3.由原子序数确定元素位置 例如：84号元素、88号元素在周期表中的位置 首先确定零族元素的原子序数，方法：每一周期所容纳的元素种类为2、8、8、18、18、32、32，计算出与84比较接近的零族元素的原子序数，第6周期零族元素是86号元素，然后84与86比较得出结论，84号元素是第六周期ⅥA族；同理88号元素是第七周期ⅡA族。‎ 考点4 元素的“位─构─性”之间的关系(如下图所示)‎ ‎【方法点击】 ‎ 本考点是无机化学的核心知识，因此是高考中每年必考的重点知识。在复习中一定要抓住元素的“位─构─性”之间的关系,掌握一点来推测另两点。‎ 例：A、B、C、D是四种短周期元素，已知A、C同主族，B、D同周期，A的气态氢化物比C的气态氢化物稳定，B的阳离子比D的阳离子氧化性强，若B的阳离子比C的阴离子少一个电子层，下列比较中不正确的是( )‎ A. 原子序数：A>B>C>D B. 原子半径：D>B>C>A C. 单质熔点：B>D，C>A D. 最高价氧化物对应水化物的酸碱性：A>C，D>B 首先由题意确定A、B、C、D在元素周期表中的位置：‎ 如图，根据元素周期律及元素周期表就可以推出正确选项为A。‎ 考点5 电子数相同的粒子 ‎1.核外电子总数为2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。‎ ‎2.核外电子总数为10的粒子 ‎①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。‎ ‎②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、、H3O+。‎ ‎③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、。‎ ‎3.核外电子总数为18的粒子 ‎①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等。‎ ‎②阳离子：K+、Ca2+。‎ ‎③阴离子：S2-、HS-、Cl-、。‎ ‎4.核外电子总数及质子数均相等的粒子：‎ ‎①Na+、、H3O+。‎ ‎②F-、OH-、。‎ ‎③HS-、Cl-。‎ ‎④N2、CO、C2H2。‎ ‎⑤C6H6、B3N3H3。‎ ‎【方法点击】 ‎ 在学习电子数相同的粒子时，一定要利用元素周期表这一化学工具。‎ 如：10电子粒子在元素周期表中以10电子的Ne原子向后推有：Na+、Mg2+、Al3+；向前推有N3-、O2-、F-、OH-、、、H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。‎ ‎18电子的应以Ar向前后扩散，但不要忘记(9+9=18)如：F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等。‎ 形成一定的思维定式可以提高做题的速度,但有时要打破自己的这种思维定式。‎ 例：甲、乙、丙、丁为前三周期元素形成的粒子，它们的电子总数相等。已知甲、乙、丙为双原子分子或负二价双原子阴离子，丁为原子。‎ ‎(1)丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，反应的化学方程式是__________________。‎ ‎(2)乙在高温时是一种还原剂，请用化学方程式表示它在工业上的一种重要用途：__________________。‎ ‎(3)在一定条件下，甲与O2反应的化学方程式是____________________________________。‎ ‎(4)丁的元素符号是_________，它的原子结构示意图为_________。‎ ‎(5)丁的氧化物的晶体结构与_________的晶体结构相似。‎ 我们看到此题中有等电子的粒子就想到10电子体、18电子体，但按10电子体、18电子体推不出正确结论，所以我们要打破这种思维定式，重新找突破口：丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，经排查知中学化学中常见的这种反应是：电石与水反应生成可燃性气体C2H2，这样此题就迎刃而解。丙为有14个电子，甲、乙、丁也含14个电子，依题意得：甲为N2、乙为CO、丁为SiO2。‎ 考点6 粒子半径大小比较 ‎1.一般电子层数越多，其半径越大〔极少数例外，如r(Li)