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高中化学 第1章 原子结构与元素周期律 第2节 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律学案 鲁科版必修2-鲁科版高一必修2化学学案VIP免费

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第1课时元素周期律一、元素周期律1.原子序数(1)概念:元素在元素周期表中的序号。(2)原子序数与元素的原子结构之间的关系:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。2.原子核外电子排布的周期性变化原子序数为1~18的元素原子最外层电子数变化如下图所示:规律:随着原子序数的递增,同周期元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。3.原子半径的周期性变化规律:随着原子序数的递增,同周期元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。4.元素化合价的周期性变化原子序数为1~18的元素化合价的变化,如下图所示:规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈周期性变化,即每周期,最高正价:+1到+7(O无最高正价、F无正价),最低负价:-4到-1。元素周期律(1)含义:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。(2)实质:元素性质周期性变化是核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。例1下列各组元素性质的递变情况错误的是()A.Na、Mg、Al、Si的最外层电子数依次增多B.Si、P、S、Cl的原子半径依次减小C.C、N、O、F元素的最高正化合价依次增大D.F、Cl、Br、I的电子层数依次增多答案C解析同周期元素随着原子序数增大,原子的最外层电子数依次增多,A选项正确;同周期元素随着原子序数增大,原子半径依次减小,B选项正确;F没有正化合价,O没有最高正化合价,C选项错误;同主族元素随着原子序数增大,电子层数依次增多,D选项正确。思维启迪——常见元素化合价的特点(1)F:-1、0价,无正化合价。(2)O:常见有-2、-1、0价,如CaO、Na2O2、O2,氧无+6价,只有在OF2中显正化合价。(3)H:+1、-1、0价,如H2O、NaH、H2。(4)金属元素只有正价无负价,非金属元素既有正价又有负价(F除外),多数非金属元素的正化合价出现变价。例2某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3,则X的简单气态氢化物的分子式为()A.HXB.H2XC.XH3D.XH4答案D解析X元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2XO3,则X的最高正化合价为+4,说明X原子最外层有4个电子,最低负化合价为-4,形成的简单气态氢化物的分子式为XH4。思维启迪——元素最高价与最低价的关系(1)元素最高正化合价=最外层电子数(O、F除外)(2)最低负化合价=最外层电子数-8(H除外)(3)|最高正化合价|+|最低负化合价|=8(O、F、H除外)二、微粒半径大小比较1.同层——“序大径小”规律:电子层数相同,原子序数越大,原子半径越小。实例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同最外层电子数——“序大径大”规律:最外层电子数相同,原子序数越大,原子(或离子)半径越大。实例:r(Li)<r(Na)<r(K),r(Li+)<r(Na+)<r(K+);r(F)<r(Cl)<r(Br),r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)。3.同元素——“电多径大”规律:同种元素的不同微粒,其原子序数越多,半径就越大。实例:r(Na+)<r(Na),r(Cl-)>r(Cl);r(Fe2+)>r(Fe3+)。4.同结构——“序大径小”规律:电子层结构相同的离子,原子序数越大,离子半径越小。实例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。(1)稀有气体元素原子半径的测量依据与其他原子半径的测量依据不同,不能进行比较。(2)微粒电子层数和核电荷数、电子数都不相同时,可以借助“桥元素”比较。如比较O和P原子半径时,P>N>O,或P>S>O。例3(2018·雅安中学3月月考)下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是()A.KNaLiB.NOFC.Ca2+K+Cl-D.Ba2+Ca2+Mg2+考点元素周期律题点粒子半径的大小比较答案C解析原子最外层电子数相同时,电子层数越多原子半径越大,则原子半径大小为Li<Na<K,A错误;原子电子层数相同时,原子序数越大,则原子半径大小顺序为N>O>F,B错误;离子电子层结构相同,核电荷数越大离子半径越小,则离子半径大小为Ca2+<K+<Cl-,C正确;离子的最外层电子数相同,离子电子层越多,离子半径越大,则离子半径大小为Ba2+>Ca2+>Mg2+,D错误。例4已知原子序数小于18的元素的离子aA2+、bB+、cC2-、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>D>CB.离子半径:C2->D->B+>A2+C...

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