必修二 第一章 知识点.docx

第二节 元素周期律课标三维目标课标解读常见题型真题链接1．了解原子核外电子排布2．数据分析和实验事实认识元素周期律3．掌握原子结构与元素性质的关系 填空题选择题、综合题选择题、推断题2011．天津高考，T2，6分2012．北京高考，T9，6分2012．江苏高考，T12，4分三层完全解读 解题依据1 知识·能力聚焦1. 原子核外电子的排布1.1原子的组成（1）原子ZAX原子核质子Z个中子A-Z个核外电子Z个 ZAX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子如1735Cl表示一个质量数为35、质子数为17的氯原子 (2)构成原子或离子的粒子间的数量关系 ①质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)o ②原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ③阳离子中：质子数=核电荷数=核外电子数+离子所带电荷数④阴离子中：质子数=核电荷数=核外电子数一离子所带电荷数例】2012．天津高考考了92235U和92238U的含义电子层1234567符号KLMNOPQ离核远近由近到远能量高低由低到高 电子层模型示意图(2)核电荷数为l—20的元素原子核外电子层排布核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数1氢HKLMN2氦He13锂Li214铍Be225硼B236碳C247氮N258氧O2269氟F2710氖Ne2811钠Na28112镁Mg28213铝Al28314硅Si28415磷P28516硫S28617氯Cl28718氩Ar28819钾K288120钙Ca2882 【特别提醒】l—20号元素原子核外电子排布的特点： ①最外层电子数和次外层电子数相等的原子是Be .Ar。

②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C ③最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O ④最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne ⑤次外层电子数是最外层电子数2倍的原子是Li, Si 内层电子总数是最外层电子数2倍的原子是Li、P ⑦电子层数和最外层电子数相等的原子是H .Be .Al ⑧电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li.Ca ⑨最外层电子数是电子层数2倍的原子是He, C, S ⑩最外层电子数是电子层数3倍的原子是O这里要提醒的是，这些特点不必去死记硬背，我们可以根据描述的排布特点反推出是何种元素 (3)核外电子排布的一般规律 ①核外电子总是尽可能排布在能量最低的电子层里，然后再排布在能量较高的电子层里如电子最先排满K层，当K层排满时再排布在L层中 ②核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个（儿为电子层序数） ③最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个特别提醒】以上规律相互联系，不能孤立地理解例：氢原子的K层只有一个电子，就不能排2个电子2. 元素周期律2.1 核外电子排布、化合价规律探究从上表中分析归纳出以下变化规律。

1) 原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1-211-223-1021-8811-1831-88结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈周期性变化(2) 原子半径的变化规律3-9号元素LiBeBCNOF原子半径/pm152898277757471变化趋势逐渐减小11-17号元素NaMgAlSiPSCl原子半径/pm18616014311711010299变化趋势逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性的变化 【注意】稀有气体元素的原子半径跟邻近的非金属元素相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素原子半径的方法与其他元素不同，不便与其他元素原子半径作比较 【例】2012．新课标卷考了C、O、Ne的半径大小比较3) 元素主要化合价的变化规律原子序数主要化合价1-2+1-03-10+1--+5；-4---1-011-18+1-+7；-4---1-0结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化【特别提醒】O、F元素没有正化合价2.2 金属性、非金属性变化规律探究(l)元素金属性的变化规律①钠、镁与水反应的对比实验实验操作(1)取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放人试管中。

向试管中加入2 mL水，并滴人2滴酚酞溶液，观察现象过一会儿加热试管至水沸腾，观察现象(2)钠与水反应实验必修l中已做（略）实验现象(l)加热之前，镁带的表面上慢慢地形成了少量的无色气泡，无色气泡无明显的逸出现象；溶液未变红色加热之后，镁带的表面上较快地形成无色气泡并逸出；溶液变为浅红色(2)在常温下钠与水快速反应向反应后的溶液里滴加酚酞后，溶液变为红色实验结论在相同的条件下，钠比镁更易与水反应，钠更活泼反应的化学方程式为： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2Mg+2H2O≜Mg(OH)2+H2↑②镁和铝与酸反应的对比实验实验操作取大小、厚度和表面积基本相同的镁、铝各一片，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放人两支试管中，再各加入2ml 1mol/L的盐酸，观察发生的现象实验现象镁片和铝片上都产生无色气泡，并且镁片比铝片产生气泡快实验结论在相同的条件下，镁比铝更易跟盐酸反应反应的化学方程式为： Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl=AlCl2+3H2↑(2)金属性与非金属性的比较①钠、镁、铝的金属性比较原子序数111213元素符号NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应非常剧烈，产生的气体推动钠球运动，放出大量的热，使钠熔化与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气与沸水反应很慢；与酸反应较快，放出氢气单质与水（或酸）置换出氢气难易程度由易到难最高价氧化物对应的水化物化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3类别强碱中强碱两性氧化物碱性变化逐渐减弱元素金属性逐渐减弱②Si、P、S、Cl非金属性的比较原子序数14151617元素符号SiPSCl单质与氢气反应的情况反应的准易程度由难到易氧化物的化学式SiH4PH3H2SHCl氧化物的稳定逐渐增强氧化物的还原逐渐减弱条件高温磷蒸气与氢气能反应需加热光照或点燃时发生爆炸最高价的氧化物对应的水化物化学式H2Sio3H3PO4H2SO4HClO4名称硅酸磷酸硫酸高氯酸酸性强弱弱酸中强酸强酸比H2SO4的酸性强，是最强的无机酸酸性强弱变化由弱到强元素非金属性逐渐增强 ③同周期元素金属性、非金属性递变规律总结经上述科学探究可知，第三周期元素的金属性、非金属性的递变规律是： 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强稀有气体Na Mg Al Si P S Cl Ar 【辨析】金属性、金属活动性和还原性的区别 ①金属性：指元素原子失去电子能力大小的性质，一般来说，金属性是金属元素的性质。

②金属活动性：指金属原子在水溶液中失去电子能力大小的性质，金属活动性与金属性大致相同，个别金属也有反常态 ③还原性：指含有易失去电子元素的物质的性质还原性的实质是元素原子（或离子）的失电子能力，还原性的特征是元素的化合价升高 2.3 元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化，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的周期性变化的结果，即元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化，即原子结构决定元素性质 (3)元素周期表与元素周期律的关系 编制元素周期表的理论依据是元素周期律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式3. 元素周期表和元素周期律的应用周期 族I A IIA nIA NA VA VIA VIIA O1234567 【特别提醒】(1)分界线：以硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋之间分界 (2)分界线左边的是金属元素（H除外），右边的是非金属元素 (3)周期表左下角是金属性最强的元素（铯），右上角是非金属性最强的元素（氟），分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。

4)酸性最强的含氧酸是HClO4【例】元素周期表位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素（2011．山东高考）3.2 主族元素性质的周期性变化规律内容同周期元素（从左到右）同主族元素（从上到下）原子结构电子层数相同依次增多最外层电子数依次增多相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素性质主要化合价最高正价+1到+7最低负价-4到-1最高正价=族序数（O.F除外）、非金属负价=-（8-族序数）失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非属性逐渐增强逐渐减弱性质应用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，酸性减弱非金属元素的气态氢化物的形成、稳定性形成逐渐变易，稳定性逐渐增强形成逐渐变难，稳定性逐渐减弱气态氢化物的还原性还原性逐渐减弱还原性逐渐增强【特别提醒】元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布呈周期性的变化例】H2BO3的酸性比H2CO3强（201 1．福建高考） 3.3 元素周期律的应用 (l)判断金属性与非金属性的强弱 ①同一周期：从左到右，核电荷数依次增多，而电子层数相同，故原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，则失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

如第三周期中，Na、Mg、Al 的金属性逐渐减弱；Si P S. Cl的非金属性。