课件71张PPT。第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系,了解核外电子分层排布规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的内容和实质。一、原子核外电子的排布
1.电子层:能量不同KLMNOPQ近远低高2.原子核外电子排布的“能量最低原则”:电子总是尽可能地
先从_____排起,当一层_____后再填充下一层,即原子核外电子
排布时,先排__层,充满后再填充__层。内层充满KL二、原子结构和元素性质的周期性变化
1.原子结构的周期性变化①:
(1)元素原子核外电子排布的周期性变化:规律:随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现
_______的周期性变化(第1周期除外)。由1到8(2)元素原子半径的周期性变化:
规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现_________的
周期性变化。由大到小2.元素性质的周期性变化:
(1)元素主要化合价②的周期性变化:
规律:随着原子序数的递增,元素的最高正化合价呈现_______,
最低负化合价呈现_______的周期性变化。+1→+7-4→-1(2)元素金属性和非金属性的周期性变化:
①钠、镁、铝的金属性的递变规律:剧烈反应反应迅速,放出氢气无明显现象极为迅速剧烈剧烈强碱中强碱两性氢氧化物减弱②硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律:Cl、S、P、SiHClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3增强(3)同周期元素性质递变规律:减弱增强三、元素周期律
1.内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2.实质:元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。【思考辨析】
1.判断正误:
(1)原子核外电子先排内层再排外层,由内到外电子的能量越来
越低。( )
分析:由内到外电子层的能量越来越高,电子先排内层再排外层,
故由内到外电子的能量越来越高。
(2)从Li→F,Na→Cl,元素的最高化合价均呈现从+1价→+7价的
变化。( )
分析:第2周期中的氧元素无最高正价,氟元素无正价。××(3)第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。( )
分析:第3周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次
增强,而非所有含氧酸。
(4)同周期中,第ⅠA族元素金属性最强,第ⅦA族元素的非金属
性最强。( )
分析:同周期中,随原子序数递增,元素金属性逐渐减弱,非金属
性逐渐增强。×√2.问题思考:
(1)19号元素K的原子结构能否写成 ?请利用原子核外电
子的排布规律作出解释。
分析:不能。写成 违反了最外层电子数不超过8个的
规律,核外电子排布规律是相互联系的,不能孤立地、机械地理
解和套用。(2)同周期元素的原子半径从左到右一定依次减小吗?
分析:不一定。同周期主族元素的原子半径从左到右依次减小,稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属元素的原子半径因测定依据不同,不具有可比性。【知识链接】
①周期性变化
周期性变化的基本内容是:随原子序数递增,元素周期性地从金属渐变成非金属,以稀有气体结束。然后又从金属渐变成非金属,以稀有气体结束,如此循环反复。其实就是从左往右,元素的金属性逐渐减弱；从上往下,元素的金属性逐渐增强。②化合价
化合价是物质中的原子得失的电子数或共用电子对偏移的数目。其表示的是原子之间互相化合时原子得失电子的数目,也可以是元素或根在形成化合物时表现出的一种性质。一、原子核外电子的排布
1.原子核外电子排布规律——“四最”:
(1)“一个最低”:核外电子总是先排布在能量最低的电子层,然后由内向外从能量较低的电子层逐步向能量较高的电子层排布,即:排满K层再排L层,排满L层再排M层。(2)“三个最多”:
①各电子层最多容纳的电子数是2n2个。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、18、32。
②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)。
③次外层电子数最多是18个。2.原子核外电子排布的表示方法:
(1)原子结构示意图:用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数;弧线表示电子层,弧线上数字表示该层上的电子数。如(2)离子结构示意图:离子结构示意图中各符号与原子结构示意
图含义一样,但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数,
而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。
如Cl-:3.核外电子排布的应用:
(1)确定元素的种类:根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类,注意1号～18号元素原子结构的特殊关系。(2)推断元素的性质:【知识备选】10电子微粒和18电子微粒
(1)10电子微粒:(2)18电子微粒:【学而后思】
(1)离子结构示意图的最外层电子一定达到8电子稳定结构吗?
提示:不一定。如H+最外层没有电子,再如Li+最外层只有2个电子,它们的最外层电子都不是8电子稳定结构。(2)原子的第三个电子层(M层)在不同情况下容纳电子的最大值分别是多少?
提示:根据核外电子的排布规律知:
①当M层作最外层时,最多不超过8个;
②当M层作次外层时,最多不超过18个;
③当M层作倒数第三层时,由于M层最多容纳电子数为2×32=18,故最多不超过18个,而不是32个。二、元素周期表中元素性质的变化规律【学而后思】
(1)试用元素周期表中元素性质的变化规律分析钾和镁的金属性的强弱。
提示:根据元素周期表中元素性质的变化规律可知,同主族元素从上到下金属性逐渐增强,即金属性K>Na,同周期从左到右金属性逐渐减弱,即金属性Na>Mg,故金属性K>Na>Mg。
(2)已知HF是弱酸,酸性HCl>HF,能否说明非金属性Cl>F?
提示:不能。不能依据氢化物水溶液的酸性强弱判断元素的非金属性强弱,应该依据氢化物的稳定性或还原性判断。三、粒子半径大小的比较
1.同周期——“序大径小”:
(1)规律:同周期,从左到右,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小。
(2)举例:11～17号元素:
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大”:
(1)规律:同主族,从上到下,最外层电子数相同时,随着原子序数的递增,原子半径逐渐增大。
(2)举例:r(Li)
r(Li+)(1)同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。如r(Na+)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多,粒子半径越小。如r(Fe3+)(1)规律:电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。
(2)举例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。【学而后思】
(1)电子层数越多,原子半径越大吗?
提示:不一定。如原子半径Cl(2)同周期的阳离子半径和阴离子半径的大小关系如何?
提示:同周期的阴离子比同周期的阳离子多一个电子层,故同周期的阴离子的半径比阳离子的半径大。
(3)试比较K+和Mg2+的半径大小。
提示:比较K+和Mg2+的半径大小可以借助Na+,K+和Na+属于同一主族,r(K+)>r(Na+);Mg2+和Na+属于同一周期,r(Na+)>r(Mg2+),故r(K+)>r(Mg2+)。类型 一 核外电子排布规律的应用?
【典例】(2013·泉州高一检测)核电荷数小于或等于18的元素中,原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有
( )
A.1种 B.2种 C.3种 D.4种【解题指南】解答本题要注意以下两点:
(1)熟练掌握1号～18号元素的核外电子排布情况;
(2)明确元素核外电子的排布规律。
【解析】选B。在1号～18号元素中,符合题给要求的元素原子的电子排布依次为2、1和2、8、5。【互动探究】
(1)若把题干改成“原子的最外层电子数是次外层电子数一半的元素种类”答案选什么?
提示:在1号～18号元素中,符合题给要求的元素原子的电子排布依次为2、1和2、8、4,答案仍选B。
(2)若把题干改成“原子的最外层电子数是电子总数的一半”答案选什么?
提示:在1号～18号元素中,符合题给要求的元素原子的电子排布只有2、2,所以选A。【变式训练】下列微粒结构示意图中,不正确的是( )【解析】选B。A中核电荷数和核外电子数都是8,这是8O的原子结构示意图,正确;B中核电荷数为11,这是Na的原子核,钠原子的核外有11个电子,钠元素的最高化合价为+1价,Na+的核外应有10个电子,而图中核外只有9个电子,错误;C中核电荷数和核外电子数都是17,这是17Cl的原子结构示意图,正确;D中核电荷数和核外电子数分别是17和18,这是17Cl-的结构示意图,正确。【变式备选】在原子的第n电子层中,当n为最外层时,最多容纳的电子数与(n-1)层相同;当n为次外层时,其最多容纳的电子数比(n-1)层最多容纳的电子数多10。则n层是( )
A.N层 B.M层 C.L层 D.K层
【解析】选B。当n为最外层时,最多容纳的电子数为8,则(n-1)层最多容纳8个电子,应为L层。当n为次外层时,其最多容纳的电子数比(n-1)层最多容纳的电子数多10,说明(n-1)层不是K层,而是L层,则n为M层。类型 二 元素性质的递变规律的应用?
【典例】(2012·北京高考)已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的是( )
A.原子半径:As>Cl>P
B.热稳定性:HCl>AsH3>HBr
C.还原性:As3->S2->Cl-
D.酸性:H3AsO4>H2SO4>H3PO4【解题指南】解答本题时应注意以下3点:
(1)明确同一周期、同一主族元素性质的递变性。
(2)掌握金属性、非金属性强弱的判断依据。
(3)单质的还原性(氧化性)越强,对应简单阳离子(阴离子)的氧化性(还原性)越弱。【解析】选C。题中所涉及元素在周期表中有如下位置:
A项,原子半径As>P>Cl,A项错误;B项,非金属性Cl>Br>As,热稳
定性:HCl>HBr>AsH3,B项错误;C项,非金属性Cl>S>(P)>As,对应
阴离子的还原性As3->S2->Cl-,C项正确;D项,非金属性S>P>As,
其最高价氧化物对应水化物的酸性是H2SO4>H3PO4>H3AsO4,D项错
误。【方法规律】解答元素性质的变化规律题目的一般思路
(1)首先判断所给元素的相对位置,即是同周期还是同主族;
(2)然后根据元素周期律得出相应的结论;
(3)最后考虑应用一般规律解答的对象是否有特殊性。【变式训练】(2013·南京高一检测)下列排列顺序不正确的是
( )
A.原子半径:钠>硫>氯
B.最高价氧化物对应的水化物的酸性:
HClO4>H2SO4>H3PO4
C.最高正化合价:氯>硫>磷
D.热稳定性:碘化氢>溴化氢>氯化氢【解析】选D。钠、磷、硫、氯是具有相同电子层数的元素,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,最外层电子数逐渐增多,最高正化合价逐渐增大,最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl>Br>I,所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI。【变式备选】X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y,则下列判断不正确的是( )
A.若X、Y均为金属元素,则X的金属性强于Y
B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子氧化性比Y的阳离子氧化性强
C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的稳定
D.若X、Y均为非金属元素,则最高价含氧酸的酸性Y强于X
【解析】选B。由X、Y为同周期元素且X的原子半径大于Y得,X的原子序数比Y的小,依据同周期元素性质的递变性非常容易得出B项错误。类型 三 微粒半径大小的比较?
【典例】(2013·武汉高一检测)下列各组微粒半径比较,错误的是( )
A.Cl-Mg2+>Na+
C.Rb>K>Na D.P>S>O【解题指南】解答本题时应注意以下两点:
(1)最外层电子数相同的微粒,电子层数越多,粒子半径越大。
(2)相同核外电子排布的微粒,随核电荷数递增,离子半径减小。【解析】选B。Cl-、Br-、I-最外层电子数相同,Cl-、Br-、I-电子层数依次增多,所以离子半径Cl-K>Na,故C正确;P、S电子层数相同,核电荷数PS;S、O最外层电子数相同,电子层数S>O,所以原子半径S>O,所以P>S>O,故D正确。【误区警示】微粒半径大小比较的“不一定”
(1)原子序数大,原子半径不一定大,如半径S>Cl。
(2)原子序数大,离子半径不一定大,如半径O2->Na+。
(3)同周期原子序数大,离子半径不一定小,如半径Cl->Na+。【变式训练】已知短周期元素的离子aA3+、bB+、cC2-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述中正确的是( )
A.原子半径:A>B>D>C
B.原子序数:d>c>b>a
C.离子半径:C2->D->B+>A3+
D.单质的还原性:A>B>D>C【解析】选C。根据题意,该题中四种元素在周期表中的相对位
置应为 ,则原子序数关系应为a>b>d>c;根据同
一周期元素原子半径从左到右逐渐减小,同一主族元素原子半
径从上到下逐渐增大的规律,则原子半径关系应为B>A>C>D;因
为相同电子层结构的离子,核电荷数越大,离子半径越小,所以
离子半径关系应为C2->D->B+>A3+;同一周期元素金属性从左到右
逐渐减弱,非金属性逐渐增强,同一主族元素金属性从上到下逐
渐增强,非金属性逐渐减弱,所以单质的还原性关系为B>A>C>D。【变式备选】已知两元素A与B的原子序数分别为a、b,且原子半径B>A,则a与b的相对大小关系是( )
A.a一定大于b
B.a一定小于b
C.若元素A、B在同一周期,则a一定大于b
D.若元素A、B不在同一周期,则a一定大于b
【解析】选C。根据元素周期律可知,若A、B在同一周期,而原子半径B>A,所以原子序数a>b,C正确;若在同一主族中,当原子半径B>A时,原子序数b>a,两种情况都有可能,所以A、B、D错误。1.(2013·大连高一检测)下列叙述中正确的是( )
A.电子的能量越低,运动区域离原子核越远
B.核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动
C.稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子
D.当M层是最外层时,最多可排布18个电子
【解析】选B。在离核较近区域内运动的电子能量较低,A错误;核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动,B正确;氦原子最外层只有2个电子,C错误;任何电子层作最外层时,所容纳的电子均不超过8个,D错误。2.元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A.元素原子半径大小呈周期性变化
B.元素相对原子质量依次增加
C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化
D.元素的最高正化合价呈周期性变化
【解析】选C。元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。3.下图微粒的结构示意图,正确的是( )【解析】选A。B中微粒结构示意图是Cl-而不是Cl,C中Ar的原
子结构示意图应为 ,D中K的原子结构示意图应为
。4.(双选)下列微粒半径大小比较正确的是( )
A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+
C.NaD.NaCl->Na+>Al3+,B项正确。5.(2013·黄山高一检测)短周期相邻的三种元素,它们的最外
层电子数之和为16,电子层数之和为7。不属于这三种元素的是
( )
A.S B.O C.N D.P【解析】选A。由于是短周期三种相邻的元素且电子层数之和
为7,所以这三种元素只能是两种位于第2周期,一种位于第3周
期;所以三种元素的排列方式可能是 或者 。再根
据最外层电子数之和为16得:若是第一种情况,则设1的最外层
电子数为x,可得3x+1=16,则x=5,所以1、2、3分别是N、O、P,
若是第二种情况,则设2的最外层电子数为x,则可得3x-1=16,则
x=17/3,不符合题意。6.在原子序数为1～18的元素中(用化学用语回答):
(1)与水反应最剧烈的金属是 。
(2)原子半径最大的是 。
(3)无正化合价的元素是 。
(4)气态氢化物水溶液呈碱性的是 。
(5)气态氢化物最稳定的是 。
(6)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是 。【解析】1号～18号的元素中Na的金属性最强,与水反应最剧烈,根据原子半径递变规律可知,Na的原子半径最大;氟元素无正化合价;气态氢化物水溶液呈碱性的是NH3;元素的非金属性越强,气态氢化物就越稳定,即HF,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,即HClO4。
答案:(1)Na (2)Na (3)F (4)NH3 (5)HF (6)HClO4元素性质递变规律的实验探究
某研究性学习小组设计了一组实验验证元素周期律。
(Ⅰ)甲同学在a、b、c三只烧杯里分别加入50 mL水,再分别滴加几滴酚酞溶液,依次加入大小相近的锂、钠、钾块,观察现象。
(Ⅱ)乙同学设计了如图实验装置以验
证氮、碳、硅元素的非金属性强弱。
已知A中是强酸,常温下可与铜反应;
B中是块状固体;打开分液漏斗的活塞后,C中可观察到白色沉淀生成。(1)甲同学设计实验的目的是什么?反应最剧烈的烧杯是哪个?
提示:甲同学设计实验的目的是验证锂、钠、钾金属性的强弱,钾最活泼,和水反应最剧烈。c烧杯中的反应最剧烈。
(2)乙同学设计的实验中A、B、C装置中所选用的物质分别是什么?
提示:硝酸常温下可与铜反应,所以A中是硝酸,根据“强酸制弱酸”原理可以判断B中为CaCO3,C中为可溶性硅酸盐。(3)试用离子方程式表示乙实验的原理。
提示:CaCO3+2H+====Ca2++CO2↑+H2O
CO2+ +H2O====H2SiO3↓+
或2CO2+ +2H2O====H2SiO3↓+
(4)结合乙同学设计实验的现象分析,你认为氮、碳、硅三种元
素的非金属性强弱关系如何?
提示:根据实验现象可知,最高价氧化物对应水化物的酸性:HNO3>H2CO3>H2SiO3,说明元素非金属性:N>C>Si。(5)分析乙同学的实验的不当之处。
提示:硝酸具有挥发性,进入C中的二氧化碳中混有硝酸,硝酸与硅酸盐反应也生成硅酸沉淀,则无法说明酸性碳酸大于硅酸。
(6)若利用乙同学的实验装置证明氯、碳、硅元素的非金属性强弱,A中试剂能否使用盐酸?
提示:不能。可以利用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断非金属性的强弱,盐酸属于无氧酸,应该用高氯酸(HClO4)。课件48张PPT。第2课时 元素周期表和元素周期律的应用1.了解元素周期表中金属元素、非金属元素的简单分区。
2.认识元素周期表是元素周期律的具体体现。
3.体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。一、元素周期表的分区及元素化合价规律
1.金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律:(1)金属元素与非金属元素的分区及性质递变:
请填写出图中序号所示内容:
①_____ ②_____ ③_____ ④_____ ⑤___
⑥___ ⑦_____ ⑧_______
(2)分界线附近元素的性质:既表现_____元素的性质,又表现
_______元素的性质。增强减弱增强增强AlSi金属非金属金属非金属2.元素化合价与其在周期表中的位置关系:最外层电子数族序数8二、元素周期律和元素周期表的应用
1.对化学研究的指导作用:为新元素的发现及预测它们的_____
___________提供线索。
2.指导其他与化学相关的科学技术:将下面左右两侧对应内容
连线:原子结构和性质【思考辨析】
1.判断正误:
(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫,非金属性最强的是
氦。( )
分析:氦是稀有气体元素,非金属性最强的是氟。
(2)金属不可能具有非金属性,非金属不可能具有金属性。( )
分析:位于分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,也能
表现一定的非金属性,如晶体硅具有金属光泽,是半导体。
(3)锗元素属于金属元素,但也具有一定的非金属性。( )
分析:锗在元素周期表中金属与非金属的分界线附近,既具有金
属性,也具有非金属性。××√2.问题思考:
(1)从原子结构角度分析,决定元素性质的因素有哪些?
分析:元素的性质取决于原子核对最外层电子的吸引力。核电荷数越大、原子半径越小,原子核对最外层电子的吸引力越大,越难失电子,越易得电子,即元素的非金属性越强,金属性越弱。(2)最外层电子数相同的元素的性质一定相似吗?
分析:不一定。如He和Mg的最外层电子数都是2,但性质差别很大;即使处于同一主族,从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,如第ⅣA族由非金属过渡到金属,C和Pb的性质也有很大的差别。【知识链接】
①过渡元素
过渡元素原指周期表中从ⅢB族到Ⅷ族的元素。后来人们把过渡元素的范围扩大到包括镧系元素、锕系元素、ⅠB和ⅡB族的元素。
②半导体
自然界的物质、材料按导电能力大小可分为导体、半导体和绝缘体三大类。半导体的电阻率室温时约在1 mΩ·cm～
1 GΩ·cm之间,是可用来制作半导体器件和集成电路的电子材料。在一般情况下,半导体电阻率随温度的升高而减小,这与金属导体恰好相反。元素位置、原子结构、元素性质之间的关系
同一元素的“位、构、性”关系可表示如下:具体表现为
1.结构与位置的关系：
2.结构与性质的关系：电子层数＝周期序数
最外层电子数＝主族序数结构 位置最外层电子数越少
电子层数越大
最外层电子数越多
电子层数越少结构越易失电子
还原性越强越易得电子
氧化性越强性质3.位置、结构和性质的关系:【知识备选】元素周期律的具体应用
(1)预测元素的性质:
依据:同主族性质的递变规律。
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。
(2)比较元素的性质:
依据:元素周期律。
如比较H2SO4和H2SeO4的酸性大小,因为S、Se同主族,自上至下,元素的非金属性减弱,最高价氧化物的水化物酸性减弱,故酸性:H2SO4>H2SeO4。(3)解释实验现象:如氟气通入氯化钠溶液中,不是置换出氯气,而是与水发生剧烈反应,由元素周期表的递变规律知氟元素的非金属性最强,氟气是氧化性最强的非金属单质。
(4)寻找新材料:如在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素中寻找半导体材料。【学而后思】
(1)根据位置和性质的关系分析Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强
弱。
提示:钙、铝和镁在周期表中的位置如图 ,故金属性
Ca>Mg>Al,碱性Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。(2)试分析处于如图 中A、D位置的元素性质的关系。
提示:周期表中处于如图A、D位置元素的原子半径比较接近,原
子核对最外层电子的吸引力相近,元素的性质相近。突出的有
三对:Li—Mg、Be—Al、B—Si。类型 一 元素位置、结构与性质的关系?
【典例】(2013·山东高考)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【解题指南】解答本题时应注意以下两点:
(1)根据元素性质及元素在周期表中的位置关系准确推断元素种类。
(2)熟练掌握元素非金属性与氢化物稳定性、单质氧化性与离子还原性的关系。【解析】选A。W的气态氢化物可与其最高价含氧酸形成离子化
合物,故其气态氢化物具有碱性,为NH3,故W为N,根据四种元素在
周期表中的位置关系,可推知X为O,Y为S,Z为Cl。元素非金属性
越强,气态氢化物越稳定,四种元素中,硫元素的非金属性最弱,
故稳定性最弱的氢化物为H2S,A项正确;氯元素对应的氧化物的
水化物有多种,如HClO、HClO4等,硫元素的氧化物的水化物也有
多种,可能为H2SO4、H2SO3等,其酸性HClO4>H2SO4>H2SO3>HClO,B项
错误;硫元素的非金属性小于氧元素,故还原性O2-误;Cl2中氯元素化合价为中间价态,可以表现出氧化性和还原
性,D项错误。【互动探究】(1)元素Y的最高正价与最低负价的代数和是多少?
提示:Y为硫元素,最高正价是+6价,最低负价是-2价,故代数和是4。
(2)如何用实验证明Y、Z非金属性或金属性的强弱?
提示:Y、Z分别为硫、氯元素,将Cl2通入H2S溶液生成淡黄色沉淀,说明发生了反应Cl2+H2S====2HCl+S↓,可证明非金属性Cl>S。【变式训练】(2013·惠州高一检测)镭是第7周期第ⅡA族元素,下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性
C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水
【解析】选B。由题意知镭与钙在同一主族,且原子序数比钙大,则金属性镭大于钙,氢氧化物的碱性大于Ca(OH)2,A项正确,B项错误;镭最外层有2个电子,在化合物中呈+2价,C项正确;与镭同主族的Mg、Ca的碳酸盐都难溶于水,可知镭的碳酸盐也难溶于水,D项正确。【变式备选】(1)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(X为核电荷数,Y为元素的有关性质)。把与下面元素有关的性质相符的曲线标号填入相应的空格中:①第ⅡA族元素的最外层电子数 ;
②第3周期元素的最高化合价 ;
③F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径 。
(2)元素X、Y、Z、M、N均为短周期主族元素,且原子序数依次增大。已知Y原子最外层电子数与核外电子总数之比为3∶4,M元素原子的最外层电子数与电子层数之比为4∶3;N-、Z+、X+的离子半径逐渐减小;化合物XN常温下为气体。据此回答:
①N的最高价氧化物的水化物的化学式为 。
②工业上制取单质M的化学方程式为 。【解析】(1)①同主族元素的最外层电子数相同,所以为B;②第
3周期元素的最高化合价依次升高,所以为C;③F-、Na+、Mg2+、
Al3+核外电子层结构相同,所以离子半径依次减小,故选A。
(2)Y原子最外层电子数与核外电子总数之比为3∶4,可知该元
素为氧;最外层电子数不能超过8个,M元素原子的最外层电子数
与电子层数之比为4∶3,则为硅元素;N-、Z+、X+的离子半径逐
渐减小,可知N为氯元素,Z为钠元素,X为氢元素。
答案:(1)①B ②C ③A
(2)①HClO4 ②SiO2+2C Si+2CO↑类型 二 元素推断?
【典例】(2012·四川高考改造)已知W、X、Y、Z为短周期元素,W、Z同主族,X、Y、Z同周期,W的气态氢化物的稳定性大于Z的气态氢化物的稳定性,X、Y为金属元素,X的阳离子的氧化性小于Y的阳离子的氧化性。下列说法正确的是( )
A.X、Y、Z、W的原子半径依次减小
B.W与Z只能形成一种化合物
C.W的气态氢化物的沸点一定高于Z的气态氢化物的沸点
D.若W与Y的原子序数相差5,则二者形成化合物的化学式一定为Y2W3【解题指南】解答本题可按照以下思路:【解析】选A。由题意可知四种元素在周期表中的位置为
,根据同周期原子半径从左到右逐渐减小,同主族原
子半径从上到下逐渐增大可知A正确。若W为氧元素,Z为硫元素,
可形成SO2、SO3两种化合物,B错误。如果W为碳元素,Z为硅元
素,则甲烷的沸点小于硅烷的沸点,C错误。W与Y原子序数相差5,
若W为氮元素,Y为镁元素,则二者形成化合物的化学式为Y3W2。【名师点评】讲解本题时应注意以下3点:
(1)引导学生回顾同周期、同主族元素的相似性和递变性。
(2)引导学生回顾金属性、非金属性强弱的判断依据。
(3)引导学生归纳总结元素周期表和元素周期律的特例。【方法规律】元素推断题的解题思路【变式训练】(双选)X、Y、Z是3种短周期元素,其中X、Y位于同一主族,Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。则下列说法正确的是( )
A.元素非金属性由弱到强的顺序为ZB.Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C.3种元素的气态氢化物中,Z的气态氢化物最稳定
D.原子半径由大到小的顺序为Z>Y>X【解析】选A、D。X若为第2周期元素,则其最外层电子数为6,为氧元素,若X为第3周期元素,则最外层超过8个电子,不存在,所以X只能为氧元素,则Y一定是硫元素;Y、Z同周期,且Z的核外电子数比Y原子少1,则Z为磷元素,O、S、P的非金属性为PS>O,故D正确。【变式备选】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表:
下列叙述正确的是( )
A.X、Y元素的金属性XB.一定条件下,Z单质与W的常见单质直接反应生成ZW2
C.Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水
D.一定条件下,W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来【解析】选D。由半径和主要化合价可确定这四种元素为
金属性Mg>Al,故A错;N2+O2 2NO,故B错;Al(OH)3只溶于强碱,
而不溶于氨水,故C错;因O2的非金属性比N2强,故反应
4NH3+3O2 2N2+6H2O可以发生。1.(双选)关于元素周期表,下列叙述中正确的是( )
A.在金属元素与非金属元素的分界线附近可以寻找制备半导体材料的元素
B.在过渡元素中可以寻找制备催化剂及耐高温和耐腐蚀材料的元素
C.在过渡元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素
D.非金属性最强的元素在元素周期表的最右上角【解析】选A、B。通常用来制造农药的元素有氟、氯、硫、磷等,集中在元素周期表的右上面,而不是在过渡元素区域。非金属性最强的元素是氟,而不是在元素周期表的最右上角的氦。2.元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质,下列说法正确的是( )
A.同周期元素随着原子序数的递增原子半径逐渐增大
B.第3周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C.短周期元素形成离子后,最外层电子都达到8电子稳定结构
D.同一主族的元素的原子,最外层电子数相同,化学性质完全相同【解析】选B。同周期元素随着原子序数的递增原子半径逐渐减小,故选项A错误;短周期元素形成离子后最外层不一定都达到8电子稳定结构,如H+、Li+,故C错;同一主族元素的原子化学性质相似,甚至完全不同,如C与Pb,故D错。3.(2013·衡水高一检测)下列各组元素性质的递变规律错误的是( )
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B.P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高
C.B、C、N、O、F原子半径依次增大
D.Be、Mg、Ca、Sr、Ba的金属性依次增强【解析】选C。周期表中同周期元素从左到右最外层电子数依次增多,最高正化合价依次升高(O、F除外),原子半径依次减小,非金属性依次增强。A、B项中,元素都是同周期元素,符合此规律,A、B项正确;C项中,B、C、N、O、F也是同周期元素,原子半径应是减小的趋势,C项错误;D项中,是同主族元素,同主族元素原子最外层电子数相等,但由上到下原子半径依次增大,所以失电子能力依次增强,金属性也依次增强,D项正确。4.(2013·南昌高一检测)锗(Ge)是第4周期第ⅣA族元素,处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上,下列叙述正确的是( )
A.锗是一种金属性很强的元素
B.锗的单质具有半导体的性能
C.锗化氢(GeH4)稳定性很强
D.锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸【解析】选B。依据同主族元素性质递变规律可知:气态氢化物
稳定性:CH4>SiH4>GeH4,而已知硅烷(SiH4)不稳定,故GeH4稳定
性很弱;最高价氧化物的水化物的酸性:H2CO3>H4SiO4>H4GeO4,
H4SiO4难溶于水,故H4GeO4为难溶于水的弱酸。因为锗处于元素
周期表中金属区与非金属区的交界线上,所以锗单质应具有半
导体的性能。5.(2013·汕头高一检测)某主族元素R原子的质量数为79,已知R的单核离子含有45个中子和36个电子,下列有关R的叙述错误的是( )
A.R位于第4周期ⅥA族
B.R最高价氧化物对应的水化物的化学式为H3RO4
C.元素R气态氢化物的化学式为H2R
D.R的阴离子具有强还原性【解析】选B。由于主族元素R原子的质量数为79,含有45个中子,所以质子数为79-45=34,由于R的单核离子含有45个中子和36个电子,所以该原子有4个电子层,最外层是6个电子,所以R位于第4周期ⅥA族;由于R的最高正价是+6价,所以R最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO4,气态氢化物的化学式为H2R,R的阴离子失电子能力较强,所以具有强还原性。6.(1)X元素的原子核外有2个电子层,其中L层有5个电子,该元素在周期表中的位置为 ,最高价氧化物的化学式为 ,该元素的氢化物和最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式为___________________________________
。
(2)Y为短周期元素,若其最高价氧化物对应水化物的化学式为HYO3,则此时Y元素的化合价为 ,Y原子的最外层电子数为 ,其气态氢化物的化学式为 。【解析】(1)由X元素的原子结构可知,X为氮元素,其最高价氧化物的化学式为N2O5,其气态氢化物的化学式为NH3,该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HNO3。
(2)Y元素的化合价为+5价,则Y原子的最外层电子数为5,其气态氢化物的化学式为YH3。
答案:(1)第2周期第ⅤA族 N2O5 NH3+HNO3====NH4NO3
(2)+5价 5 YH3