元素周期律

　　元素周期律与元素周期表

　　一.理解元素周期律及其实质。

　　1.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

　　2.元素原子核外电子排布的周期性变化（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化）决定了元素性质的周期性变化（原子半径由大到小、正价由＋1递增到＋7、非金属元素最低负价由－4到－1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强）。

　　二.掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。

　　1.元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，价氢氧化物的碱性越强；金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na、Ba等除外）。

　　2.元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，价氧化物对应的水化物酸性越强；非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来（F2除外）

　　三.熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。

　　1.记住7个横行，即7个周期（三短、三长、一不完全）。

　　2.记住18个纵行，包括7个主族（ⅠA～ⅦA）、7个副族（ⅠB～ⅦB）、1个第Ⅷ族（第8、9、10纵行）和1个0族（即稀有气体元素）。

　　3.记住金属与非金属元素的分界线（氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间）。

　　4.能推断主族元素所在位置（周期、族）和原子序数、核外电子排布。

　　四.能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。

　　1.原子序数＝原子核内质子数；周期数＝原子核外电子层数；主族数＝原子最外层电子数＝价电子数＝元素正价数＝8－最低负价。

　　2.同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增；同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减；位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。

　　五.能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。

　　原子半径、化合价、单质及化合物性质。

　　主族序数、原子序数与元素的正价及最低负价数同为奇数或偶数。

　　六.能综合应用元素周期表。

　　预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。

　　七.典型试题。

　　1.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是

　　A.含氧酸的酸性：H3ZO4 > H2YO4 > HXO4

　　B.非金属性：X > Y > Z

　　C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强

　　D.元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大

　　2.若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不可能是

　　A.1 B.3 C.5 D.6

　　3.已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是

　　A.原子半径：A > B > C > D B.原子序数：d > c > b > a

　　C.离子半径：C > D > B > A D.单质的还原性：A > B > C > D

　　4.1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是

　　A.该元素属于第七周期 B.该元素为金属元素，性质与82Pb相似

　　C.该元素位于ⅢA族 D.该同位素原子含有114个电子，184个中子

　　5.W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X > W > Z > Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1:1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1:1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。Na、Mg、C、O。

　　（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学反应方程式是___________ ___________2Mg＋CO2点燃 2MgO＋C。 Mg(OH)2 _____ > _____ > _____（填元素符号）。Na > Mg > C > O。

　　6.设计一个实验证明铍元素的氢氧化物（难溶于水）是两性氢氧化物，并写出有关的化学方程式。Be(OH)2＋H2SO4BeSO4＋2H2O；Be(OH)2＋2NaOHNa2BeO2＋2H2O。

　　7.制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。

　　据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：

　　（1）氢化物的易燃性：第二周期_____ > _____ > H2O、HF；

　　第三周期SiH4 > PH3 > _____ > _____。

　　（2）化合物的毒性：PH3 > NH3；H2S_____H2O；CS2_____CO2；CCl4 > CF4（填>、 Mg2+ > Al3+ > F B.碱性：KOH > NaOH Mg(OH)2 > Al(OH)3

　　C.稳定性：HCl > H2S > PH3 > AsH3 D.酸性：H3AlO3 X；氢化物稳定性是HX > HT；原子序数T > Z，其稳定结构的离子核外电子数相等，而其离子半径是Z > T。四种元素的非金属型从强到弱排列顺序正确的是

　　A.X、Y、Z、T B.Y、X、Z、T C.X、Y、T、Z D.Y、X、T、Z

　　10.我国最早报道的超高温导体中，铊（Tl）是重要组成之一。已知铊是ⅢA族元素，关于铊的性质判断值得怀疑的是

　　A.能生成＋3价的化合物 B.铊既能与强酸反应，又能与强碱反应

　　C.Tl(OH)3的碱性比Al(OH)3强 D.Tl(OH)3与Al(OH)3一样是两性氢氧化物

　　11.根据已知的元素周期表中前七周期中的元素种类数，请预言第八周期最多可能含有的元素种类数为

　　A.18 B.32 C.50 D.64

　　12.有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其质子数总和为32，价电子数总和为18，其中X与Z可按原子个数比为1:1或2:1形成通常为液态的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相邻，Y、Z同周期，Z、W同主族。

　　（1）写出元素符号：X_____、Y_____、Z_____、W_____。H、N、O、S。

　　（2）这四种元素组成的一种化合物的化学式是__________

　　13.A、B、C、D是短周期元素，A元素的价氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1 mol该化合物含有42 mol电子，B原子的最外层电子排布式为ns2np2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的营养元素之一。式写出：N、O、P、Li。

　　（1）A、B元素形成酸酐的化学式__________N2O3、N2O5。

　　（2）D元素的单质与水反应的化学方程式___________________________2Li＋2H2O

　　（3）A、C元素的气态氢化物的稳定性大小__________ < __________。ph3

　　14.在周期表中，有些主族元素的化学性质和它左上访或右下方的另一主族元素相似，如锂与镁都能与氮气反应、铍与铝的氢氧化物均有两性等，这称为对角线规则。请回答：

　　（1）下列关于锂及其化合物性质的叙述中，正确的是

　　A.Li跟过量O2反应生成Li2O2 B.LiOH加热时，不会分解

　　C.Li遇浓H2SO4不发生钝化 D.Li2CO3加热时，分解成Li2O和CO2

　　（2）锂在空气中燃烧，除生成__________外，也生成微量的__________。

　　（3）铍的价氧化物对应水化物的化学式是__________，具有_____性，证明这一结论的离子方程式是__________________________________________________

　　（4）若已知Be2C＋4H2O2Be(OH)2＋CH4，则Al4C3与过量强碱溶液反应的离子方程式为_____________________________________

　　15.下表是元素周期表的一部分：

　　周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

　　2 ① ② ⑨ ③

　　3 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧

　　（1）表中元素 ⑧ 的价氧化物对应水化物的化学式为__________，它的_______（填酸、碱）性比元素 ⑦ 的价氧化物对应水化物的_______（填强、弱）。

　　（2）位于第二周期的某元素的原子核外p电子数比s电子数多1个，该元素是表中的_____（填编号），该元素与元素 ⑤ 形成的化合物的电子式是_______________，其中的化学键是__________键；该元素与元素 ⑨ 形成的化合物中，元素 ⑨ 显_____价。

　　（3）设计一个简单实验证明元素 ⑦ 与 ⑧ 的非金属性的相对强弱，并写出有关的离子方程式。

元素周期律 篇11

　　说课我说课的课题是《元素周期律》。

　　一、教材分析：

　　教材的低位和作用，本节内容选自人教版化学2《必修》第一章《物质结构元素周期律》第二节，本节教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，既有利于学生从本质上认识元素周期律又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期表是元素周期律具体表现形式，增强学生对元素周期律学习的探究性。本节教学内容属于基础理论的教学，在学生了解了钠镁铝铁等元素及其化合物，以及卤素知识，原子结构的理论知识等基础上，引导学生探究元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能巩固元素周期表的教学，通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、总结，实现由感性认识上升到理性认识;同时也能使学生以此为理论指导，来探究以后将要学习的化学知识。

　　二、教学目标：

　　知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

　　三、本节教学难点与重点元素周期表和元素周期律的意义

　　【课标要求】

　　知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

　　过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。

　　情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

　　【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义

　　【教学方法】讨论、比较、归纳。

　　【教学过程设计】

　　【复习导入】

　　1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律;

　　2、听写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

　　课件(课件出示1——18号元素原子结构示意图)

　　[思考与交流]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化?

　　[归纳与整理]

　　板书二、元素周期律

　　课件(随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性)

　　原子序数 电子层数 最外层电子数

　　1～2 1 1～2

　　3～10 2 1～8

　　11～18 3 1～8

　　结论1：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

　　讲述从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年四季更替及每天都是24小时一样。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。因此可以得出如下结论：

　　板书随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。