人教版新教材《元素周期律》优质课件1
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x，则乙的原子序数可能为x＋4 D．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第ⅠA族，原子
序数为x，乙位于第ⅢA族，则乙原子序数可能为x＋19。
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解析：氢和锂两种元素的原子序数之差为2，却同位于第ⅠA 族，A错误；D－核外有36个电子，即与第四周期的0族元素Kr处于 同一周期，且D比Kr少一个电子，即在第ⅦA族，B正确；甲、乙 同主族，根据元素周期表结构可知，乙的原子序数可能为x＋2或x ＋8或x＋18或x＋32等，C错误；同一周期的第ⅠA族和第ⅢA族的 元素的原子序数之差分为三种情况：①第二、三周期为2；②第 四、五周期为2＋10；③第六、七周期为2＋24，D错误。
答案：B
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2．元素A、B、C、D在元素周期表中的位置如下图所示。下 列叙述不正确的是( )
A．C的原子序数比B的原子序数大1 B．原子结构示意图为 的元素，与C位于同一周期 C．B的原子与D的原子最外层电子数相等 D．原子结构示意图为 的元素，与B位于同一主族
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解析：核外电子排布为2、8、8构型的单核微粒主要有：Ar、 S2－、Cl－、K＋、Ca2＋。
(1)单核中性微粒为原子，原子的核电荷数＝核外电子数，因 此，此微粒是核电荷数为18的氩原子。
(2)具有还原性能被溴水氧化的是硫离子。 (3)氧化性很弱的＋1价的是钾离子。 (4)还原性很弱的－1价的是氯离子。
Cl－。
答案：B
3．A、B两种原子，A的M电子层比B的M电子层少3个电子， B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。A和B分别是 ()
序数为x，乙位于第ⅢA族，则乙原子序数可能为x＋19。
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解析：氢和锂两种元素的原子序数之差为2，却同位于第ⅠA 族，A错误；D－核外有36个电子，即与第四周期的0族元素Kr处于 同一周期，且D比Kr少一个电子，即在第ⅦA族，B正确；甲、乙 同主族，根据元素周期表结构可知，乙的原子序数可能为x＋2或x ＋8或x＋18或x＋32等，C错误；同一周期的第ⅠA族和第ⅢA族的 元素的原子序数之差分为三种情况：①第二、三周期为2；②第 四、五周期为2＋10；③第六、七周期为2＋24，D错误。
答案：B
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2．元素A、B、C、D在元素周期表中的位置如下图所示。下 列叙述不正确的是( )
A．C的原子序数比B的原子序数大1 B．原子结构示意图为 的元素，与C位于同一周期 C．B的原子与D的原子最外层电子数相等 D．原子结构示意图为 的元素，与B位于同一主族
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解析：核外电子排布为2、8、8构型的单核微粒主要有：Ar、 S2－、Cl－、K＋、Ca2＋。
(1)单核中性微粒为原子，原子的核电荷数＝核外电子数，因 此，此微粒是核电荷数为18的氩原子。
(2)具有还原性能被溴水氧化的是硫离子。 (3)氧化性很弱的＋1价的是钾离子。 (4)还原性很弱的－1价的是氯离子。
Cl－。
答案：B
3．A、B两种原子，A的M电子层比B的M电子层少3个电子， B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。A和B分别是 ()
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元素周期表中的位置
二、元素周期表和周期律的应用
(3)由元素在周期表中的位置推断
二、元素周期表和周期律的应用
深度思考 (1)A、B、C、D 4种元素的核电荷数依次增大，它们的离子的电子层数相同且最外 层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层 电子数之和等于电子总数的一半。则4种元素的符号依次是A___S____，B____C_l ___， C____K____，D____C_a___。
门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？
二
新课讲授
一、元素周期表的分区及化合价规律
1.元素周期表的金属区和非金属区
(1) 分 界 线 的 划 分 ： 沿 着 周 期 表 中 B 、 Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po 之间画一条斜线，斜线的左面是 _金_属___元素，右面是_非_金__属___元素。 (2)分界线附近的元素，既能表现出 一定的金属性，又能表现出一定的 非金属性，故元素的金属性和非金 属性之间没有严格的界线。
一、元素周期表的分区及化合价规律
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)主族元素最高正化合价＝_主_族__序_数____＝_最__外_层__电_子__数_____。 (2)非金属元素的化合价 ①最高正价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价等于使它达到8电子稳定结构所需要得到的电子数。 ③最高正价与最低负价绝对值之和等于8(O、F除外)。
一、元素周期表的分区及化合价规律
(3) 短 周 期 元 素 X 、 Y 、 Z 在 元 素 周 期 表 中 的 位 置 如 图 所 示 ， 下 列 说 法 正 确 的 是 _D__(填字母)。 A.X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强 B.Y的氢化物的稳定性比Z的氢化物弱 C.Y的最高正化合价为＋7价 D.X单质的熔点比Z的低
二、元素周期表和周期律的应用
(3)由元素在周期表中的位置推断
二、元素周期表和周期律的应用
深度思考 (1)A、B、C、D 4种元素的核电荷数依次增大，它们的离子的电子层数相同且最外 层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层 电子数之和等于电子总数的一半。则4种元素的符号依次是A___S____，B____C_l ___， C____K____，D____C_a___。
门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？
二
新课讲授
一、元素周期表的分区及化合价规律
1.元素周期表的金属区和非金属区
(1) 分 界 线 的 划 分 ： 沿 着 周 期 表 中 B 、 Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po 之间画一条斜线，斜线的左面是 _金_属___元素，右面是_非_金__属___元素。 (2)分界线附近的元素，既能表现出 一定的金属性，又能表现出一定的 非金属性，故元素的金属性和非金 属性之间没有严格的界线。
一、元素周期表的分区及化合价规律
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)主族元素最高正化合价＝_主_族__序_数____＝_最__外_层__电_子__数_____。 (2)非金属元素的化合价 ①最高正价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价等于使它达到8电子稳定结构所需要得到的电子数。 ③最高正价与最低负价绝对值之和等于8(O、F除外)。
一、元素周期表的分区及化合价规律
(3) 短 周 期 元 素 X 、 Y 、 Z 在 元 素 周 期 表 中 的 位 置 如 图 所 示 ， 下 列 说 法 正 确 的 是 _D__(填字母)。 A.X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强 B.Y的氢化物的稳定性比Z的氢化物弱 C.Y的最高正化合价为＋7价 D.X单质的熔点比Z的低
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2
必备知识自主预习3
4
增强
减弱
增强
增强
Al
Si
金属
非金属
增强 减弱 增强 增强 Al Si 金属 非金属 5
6
主族序数
最外层电子数
失去或偏移
主族序数 最外层电子数 失去或偏移 7人教版化学新教材《元素
8
8 8人教版化学新教材《元素周期律》ppt精美版1人教版化学
强弱
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元素周期律优质课ppt人教
核电荷数为1-18的元素原子结构示意图
观察下图所示的元素原子结构示意图,你能发现随着核电荷数
核外电子分层排布
电子按能量高低在核外分层排布。
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
由内到外，能量逐渐升高
电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核近（能量低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。
逐渐减小
逐渐减小
周期性
原子序数 原子半径的变化 3～9 11～17 结论：随着原子
原子半径
原子半径
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布和原子半径都呈周期性变化！
结论
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布和原子半径
根据核外电子排布能否判断出各元素的最高化合价及最低化合价？
探究实验结果
Na＞Mg＞Al
物质Na MgAl与冷水的反应与
非金属性
非金属性：元素原子得到电子能力的强弱
非金属原子的氧化性
非金属性非金属性：元素原子得到电子能力的强弱得2个电子8S2
如何判断非金属性强弱？
非金属性
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的热稳定性
你知道吗
元素原子最外层电子排布呈现周期性变化
观察1-18号元素原子结构示意图,你能发现随原子序数的递增,
随元素原子序数的递增，元素原子最外层电子数重复１－８的周期性变化（Ｈ、Ｈｅ除外）。
结论：
随元素原子序数的递增，元素原子最外层电子数重复１－８的周期性
根据表１－２的原子半径数据，１、绘制曲线图２、小结规律
观察下图所示的元素原子结构示意图,你能发现随着核电荷数
核外电子分层排布
电子按能量高低在核外分层排布。
1
2
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4
5
6
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K
L
M
N
O
P
Q
由内到外，能量逐渐升高
电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核近（能量低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。
逐渐减小
逐渐减小
周期性
原子序数 原子半径的变化 3～9 11～17 结论：随着原子
原子半径
原子半径
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布和原子半径都呈周期性变化！
结论
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布和原子半径
根据核外电子排布能否判断出各元素的最高化合价及最低化合价？
探究实验结果
Na＞Mg＞Al
物质Na MgAl与冷水的反应与
非金属性
非金属性：元素原子得到电子能力的强弱
非金属原子的氧化性
非金属性非金属性：元素原子得到电子能力的强弱得2个电子8S2
如何判断非金属性强弱？
非金属性
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的热稳定性
你知道吗
元素原子最外层电子排布呈现周期性变化
观察1-18号元素原子结构示意图,你能发现随原子序数的递增,
随元素原子序数的递增，元素原子最外层电子数重复１－８的周期性变化（Ｈ、Ｈｅ除外）。
结论：
随元素原子序数的递增，元素原子最外层电子数重复１－８的周期性
根据表１－２的原子半径数据，１、绘制曲线图２、小结规律
《元素周期律》公开课ppt人教1
三个最 多
各电子层最多容纳的电子数是2n2个电子，如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、 18、32。
最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多不超过2个)
次外层最多能容纳的电子数不超过18个
2.原子核外电子排布的表示方法： (1)原子结构示意图。
①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。 ②弧线表示电子层。 ③弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图。 ①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少 一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素 原子相同的电子层结构。
点拨：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当 M 层不 是最外层时，最多可以排布 18 个电子，而当它是最外层时，最多可以排布 8 个电 子。
D．H2O<H2S
解析：非金属元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，原子非金属
性关系：F>I，C>Si，P<S，O>S，所以A正确。
5．下列关于物质性质变化的比较，不正确的是( B ) A．酸性强弱：HClO4>H2SO4>H3PO4 B．原子半径大小：Na<S<Cl C．碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 D．金属性强弱：Na>Mg>Al 解析：同周期主族元素从左到右随着原子序数的增大，原子半径逐渐减 小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，故B错误。
预习自我检测
1．从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( A ) A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．最高正价数值逐渐增大 D．由硅到氯负价从－4～－1 解析：11－17号元素电子层数均是3层，A错误；同周期元素原子半径从左 到右依次减小，最高正价从＋1～＋7，硅到氯负价从－4～－1，B、C、D正 确。
课件《元素周期律》ppt_课件 _人教版1
以上规律是相互联系的，不能孤立运用。
1、判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？
×A、
×B、
×C、
×D、
二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 1．原子结构示意图
用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质 子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该 电子层上的电子数，这样的图示称为原子结构示 意图。例如，钠原子的结构示意图为：
三层电子数能超过 32 。
原子半径 大→小
小结：微粒半径大小的比较
1、了解元素原子的核外电子排布。
（K层电子数 1→2）
（1）概念：在含有多个电子的原子里，电子运动的
的区域简化为
的壳层，称作电子层（也称作洋葱式结构）。
－4 → －1
次外层不超过多少个？倒数第三层呢？
A、Na、Mg、Al B、 F 、O、 N
2、核外电子的排布规律：
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
（2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外 层时不能超过 2 ）。
（3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第 三层电子数能超过 32 。
（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 层里，然后由里往外，依次排布在能量较 高的电子层里（能量最低原理）。
常见元素化合价的一般规律
Cl－：
元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较
3、下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
3、下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
高的电子层里（能量最低原理）。
原子半径的变化（不考虑稀有气体元素）
(2)电子层结构相同时，比核电荷数。
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
电子层 层内电子数
1、判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？
×A、
×B、
×C、
×D、
二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 1．原子结构示意图
用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质 子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该 电子层上的电子数，这样的图示称为原子结构示 意图。例如，钠原子的结构示意图为：
三层电子数能超过 32 。
原子半径 大→小
小结：微粒半径大小的比较
1、了解元素原子的核外电子排布。
（K层电子数 1→2）
（1）概念：在含有多个电子的原子里，电子运动的
的区域简化为
的壳层，称作电子层（也称作洋葱式结构）。
－4 → －1
次外层不超过多少个？倒数第三层呢？
A、Na、Mg、Al B、 F 、O、 N
2、核外电子的排布规律：
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
（2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外 层时不能超过 2 ）。
（3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第 三层电子数能超过 32 。
（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 层里，然后由里往外，依次排布在能量较 高的电子层里（能量最低原理）。
常见元素化合价的一般规律
Cl－：
元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较
3、下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
3、下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
高的电子层里（能量最低原理）。
原子半径的变化（不考虑稀有气体元素）
(2)电子层结构相同时，比核电荷数。
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
电子层 层内电子数
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• r(Li)<r(Na)<r(K)<r (Rb)<r(Cs)
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然 结果。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然 结果。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
课件《元素周期律》实用PPT课件_人教版1
提示:这与原子的外层电子构型有着密切联系。第ⅡA族的 Be(Mg)有着比较稳定的ns2np0(s能级全充满,p能级全空)结构,第 ⅤA族的N(P)有着比较稳定的ns2np3(s能级全充满,p能级半充满)结 构,因而其原子稳定,第一电离能较高。
-11-
重点难点探究 重要考向探究
课堂探究案 答疑解惑
3.(1)根据电负性的规律推测:元素周期表中电负性最大的元素和 电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置?
同种元素的粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价
阳离子大于高价阳离子。例:r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,半径越小。
例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。
第二课时 元素周期律
-1-
首页
学习目标
核心素养脉络
1.能说出元素电离能、电 负性的含义
2.通过数据及图片了解 原子半径、第一电离能、
电负性的周期性变化
3.能应用元素的电离能、 电负性解释元素的某些
性质
4.提高运用元素的“位 置、结构、性质”三者关 系解决实际问题的能力
-2-
阅读思考
自主检测
课前预习案 新知导学
【例题3】 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示,若x越大,则原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为
负电荷一方。
解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数
-11-
重点难点探究 重要考向探究
课堂探究案 答疑解惑
3.(1)根据电负性的规律推测:元素周期表中电负性最大的元素和 电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置?
同种元素的粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价
阳离子大于高价阳离子。例:r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
电子层结构相同的微粒,核电荷数越大,半径越小。
例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。
第二课时 元素周期律
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学习目标
核心素养脉络
1.能说出元素电离能、电 负性的含义
2.通过数据及图片了解 原子半径、第一电离能、
电负性的周期性变化
3.能应用元素的电离能、 电负性解释元素的某些
性质
4.提高运用元素的“位 置、结构、性质”三者关 系解决实际问题的能力
-2-
阅读思考
自主检测
课前预习案 新知导学
【例题3】 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示,若x越大,则原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为
负电荷一方。
解析:由四种元素基态原子的电子排布式可知,①为S原子,②为P原子,③为N原子,④为F原子,其中P、S元素处于第三周期,P原子的核电荷数
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提示:可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对 位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y,所以,如果它 们同周期,则X在Y的右面;如果它们同主族,则X在Y的上 面。
【案例示范】 【典例】(2019·全国卷Ⅱ)今年是门捷列夫发现元素 周期律150周年。下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、 Z为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8。下列 说法错误的是 ( )
【方法规律】周期表片段型元素推断技巧 在实际考查中只呈现元素周期表的某一片段,根据呈现 的片段结构中提供的信息推断元素,推出元素在周期表 中的位置,就可以快速确定元素的名称、原子结构及相 关性质。
【迁移·应用】 (2019·厦门高一检测)短周期元素甲～戊在元素周期 表中的相对位置如表所示,下面判断正确的是 ( )
(2)主族元素最高正化合价=_主__族__序__数__=_最__外__层__电__子__数__ (价电子数)。 (3)非金属元素的化合价 ①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的_最__外__层__电__ _子__数__。
②最低负化合价等于使它达到_8绝对值之和等于_8_。
【情境·思考】 元素周期表在预测新元素、发现新物质方面起着巨大 的作用。随着社会的发展,对新型农药的需求量越来越 大。
若要寻找新型农药,可在周期表的哪个位置进行探索? 提示:可在氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中的位 置附近寻找。
3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)价电子 元素的化合价与原子的_最__外__层__电__子__有密切关系,所以, 元素原子的_最__外__层__电__子__也叫价电子。主族元素的价电 子是_最__外__层__电__子__,过渡元素的价电子包括最外层电子 及次外层或倒数第三层的部分电子。
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、元素周期表的分区及化合价规律 1.元素周期表与元素周期律的关系 元素周期律的发现,对化学的发展有很大影响。_元__素__ _周__期__表__是_元__素__周__期__律__的表现形式,反映了元素之间的 _内__在__联__系__,是学习、研究、应用化学的一种重要工具。
2.寻找新元素 3.发现物质的新用途
知识点 元素的位置、原子结构、性质之间的关系 【重点释疑】 1.位-构-性关系图示
2.(1)元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系。
(2)熟记周期表中的一些规律。 ①各周期元素种类数(分别为2、8、8、18、18、32、 32)。 ②稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、 86、118)和所在周期(分别在一到七周期)。
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)请填写出图中序号所示内容
①_增__强__ ②_减__弱__ ③_增__强__ ④_增__强__ ⑤_A_l_
⑥_S_i_
⑦_金__属__ ⑧_非__金__属__
(2)分界线的划分:沿着周期表中_B_、__S_i_、__A_s_、__T_e_、__A_t_
和_A_l_、__G_e_、__S_b_、__P_o_之间画一条虚线,虚线的左面是_金__
【微思考】 为什么氧元素无+6价,氟元素无正价? 提示:O、F原子半径小,原子核对外层电子的吸引能力 强。
二、元素周期表和元素周期律的应用 1.元素的位置、结构、性质之间的关系 元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和性质。 可根据元素在周期表中的位置推测元素的结构和性质, 也可以根据元素的原子结构推测其在周期表中的位置 和性质。其关系可表示为
【补偿训练】 1.运用元素周期律分析下面的推断,其中不正确的是
A.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
【解析】选C。同周期元素原子半径从左至右是依次减 小的,故A项错误;同主族元素金属性自上而下是增强的, 故B项错误;同周期元素的金属性从左至右越来越弱,故 对应氢氧化物的碱性是逐渐减弱的,故C项正确;同周期 元素的原子最外层电子数从左到右越来越多,故D项错 误。
_属__元素,右面是_非__金__属__元素。
(3)分界线附近的元素,既能表现出一定的_金__属__性__,又 能表现出一定的_非__金__属__性__,故元素的_金__属__性__和_非__金__ _属__性__之间没有严格的界线。 (4)周期表的左下方是金属性最强的元素,是_铯__元素 (放射性元素除外);右上方是非金属性最强的元素,是 _氟__元素;最后一个纵行是0族元素。
A.原子半径:W<X B.常温常压下,Y单质为固态 C.气态氢化物热稳定性:Z<W D.X的最高价氧化物的水化物是强碱
【思维建模】解答元素推断题的常见思路为
【解析】选D。主族元素的最高化合价与最外层电子数 相等,由“W与X的最高化合价之和为8”可知,W为N,X为 Al,Y为Si,Z为P。原子半径:N<Al,A正确;常温常压下, 硅单质为固态,B正确;同一主族元素的气态氢化物热稳 定性自上而下逐渐减弱,故Z<W, C正确;Al的最高价氧 化物的水化物Al(OH)3是两性氢氧化物,D错误。
【巧判断】 (1)金属元素不可能具有非金属性,非金属元素不可能 具有金属性。 ( ) 提示:×。分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性, 又能表现出一定的非金属性。
(2)同周期从左向右非金属性逐渐增强,同主族从下到 上非金属性逐渐增强,故周期表中氦元素非金属性最强。
() 提示:×。氦元素是稀有气体元素,氟元素非金属性最强。
③同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、 32等各种情况)。 ④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、 25三种情况)。
3.原子结构与元素性质的关系
4.元素性质与元素在周期表中位置的关系
【方法规律】元素推断的思路分析
【思考·讨论】 如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素,且它们的最高 价氧化物对应水化物的酸性强弱为X>Y,能否确定它们 的相对位置?