元素周期表主要内容及教案内容

元素周期律及应用教学设计

1．元素周期律

2．主族元素的周期性变化规律

项目

核电荷数

原子结构

电子层数

原子半径

离子半径

同周期(左→右) 逐渐增大

相同

逐渐减小

阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子) 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

阳离子氧化性逐渐增强

阴离子还原性逐渐减弱

逐渐增强

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

相同，

最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

阳离子氧化性逐渐减弱

阴离子还原性逐渐增强

逐渐减弱

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

同主族(上→下) 逐渐增大

逐渐增多

逐渐增大

逐渐增大

化合价

元素的金属性和非性质

金属性

离子的氧化性、还原性

气态氢化物稳定性

最高价氧化物对应的水化物的酸碱性

3.元素金属性和非金属性强弱的判断方法

本质

金

属

性

比

较

判断

方法

原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强

②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若Xn＋Y―→X＋Ym，则Y比X的金属性强

＋＋⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强

非

金

属

性

比较

本质

原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

判断

方法

②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强

4.元素周期表、元素周期律的应用

(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素

(2)预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质

如：金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”、“＜”或“＝”)。

②推测未知元素的某些性质

如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。

(3)启发人们在一定区域内寻找新物质

①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。

②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。

③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

深度思考

1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(×) (2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7(×) (3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强(×) (4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强(×) (5)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱(×) (6)在Mg、Al、NaOH溶液构成的原电池中，因为Al作负极，Mg作正极，所以Al的金属性大于Mg(×) 2．如何用原子结构理论来解释同一周期元素(稀有气体除外)、同一主族元素性质的变化规律？

题组一

元素金属性、非金属性强弱的比较

1．下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是

(填序号)。

①HCl的溶解度比H2S大

②HCl的酸性比H2S强

③HCl的稳定性比H2S大

④HCl的还

原性比H2S弱⑤HClO4的酸性比H2SO4强

⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS

⑦Cl2能与H2S反应生成S

⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧

⑨还原性：Cl＜S2

－－

2．下列叙述中金属M的活泼性肯定比金属N活泼性强的是(

) A．M原子的最外层电子数比N原子的最外层电子数少

B．常温时，M能从水中置换出氢，而N不能

C．1 mol M从酸中置换H生成的H2比1 mol N从酸中置换H生成的H2多

D．M的氧化物对应水化物的碱性比N的氧化物对应水化物的碱性强

3．(2016·洛阳质检)W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知(

) ＋＋

A．X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y C．X元素形成的单核阴离子还原性大于Y D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性

二

微粒半径大小的比较及应用

4．比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空：

(1)Na

Mg

Cl (2)Li

Na

K (3)Na

Mg2

Al3

＋＋＋(4)F

Cl

Br

(5)Cl

O2

Na

Mg2

－－＋＋－－－(6)Fe2

Fe3

＋＋5．已知短周期元素的四种离子A2、B、C3、D具有相同的电子层结构，则下列叙述中正＋＋－－确的是(

) A．原子序数：D＞C＞B＞A B．原子半径：B＞A＞C＞D C．离子半径：C3＞D＞A2＞B

－－＋＋D．氧化性：A2＞B，还原性：C3＜D

＋＋－－

“序、层”规律和“序、价”规律的应用

6．(2016·大同月考)X、Y、Z是三种主族元素，如果Xn阳离子与Yn阴离子具有相同的电子＋－层结构，Zn阴离子半径大于Yn阴离子半径，则三种元素的原子序数由大到小的顺序是(

)

－－A．Z>X>Y

C．Z>Y>X

B．X>Y>Z D．X>Z>Y

7．X和Y是短周期元素，二者能形成化合物X2Y3，若Y的原子序数为n，则X的原子序数不可能是(

) A．n－8

B．n－3

C．n－1

D．n＋5 1．“序、层”规律

(1)若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前阳后”，即阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。

(2)同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。

2．“序、价”规律

在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。