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第二节　元素周期律
1. 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。
2. 知道原子结构、元素在周期表中的位置与元素性质之间的关系。
3. 感受元素周期律与元素周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的价值。
下表为原子序数3～9号、11～17号元素的原子半径和主要化合价。
第二周期元素 Li Be B C N O F
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071
主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4、－4 ＋5、－3 －2 －1
最外层电子数
第三周期元素 Na Mg Al Si P S Cl
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099
主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4、－4 ＋5、－3 ＋6、－2 ＋7、－1
最外层电子数
(1) 在表格中填写相应元素原子的最外层电子数，分析原子最外层电子数与元素主要化合价的关系。
(2) 分析表格中数据，寻找哪些数据存在周期性变化的规律，它们是如何变化的？
1. 根据原子结构的相关知识，请预测同周期元素金属性、非金属性的变化规律。
2. 探究钠、镁、铝的金属性强弱。
实验 实验步骤 实验现象及化学方程式
一 取一小段除去表面氧化膜的镁条于试管中。向试管中加入2 mL 水，并滴入2滴酚酞溶液。等待片刻，加热试管至液体沸腾，并与钠和水的反应进行对比
二 取两支试管，分别加入一小段除去表面氧化膜的镁条和铝条，向其中加入等浓度、等体积的盐酸
三 取两支试管，分别加入2 mL 1 mol/L MgCl2溶液和AlCl3溶液，向其中逐滴加入NaOH溶液至过量
四 向试管中加入2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，滴加氨水至不再产生白色絮状沉淀为止。将生成的沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴边振荡
实验结论
3. 比较硅、磷、硫、氯的非金属性强弱。
元素种类 Si P S Cl
单质与氢气反应的条件 高温 蒸气与氢气反应 加热 点燃或光照
最高价氧化物的水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸 (比H2SO4强)
非金属性强弱
4. 根据你探究的结论，在图中的4个箭头旁边的方框中，用简要的文字说明元素的金属性、非金属性的递变规律，并归纳出比较元素的金属性和非金属性强弱的方法。
根据元素在周期表中的位置，推断元素性质。
门捷列夫根据元素周期律画出的元素周期表有许多空格，他认为这些空格是一些有待发现的未知元素。下表列出了门捷列夫对类铝的预言及被验证的结果。让我们站在巨人的肩膀上进行进一步探究。
类铝(1871年门捷列夫的预言) 镓(1875年布瓦博德朗发现镓后测定)
相对原子质量约为68 比重约为5.9～6.0 熔点应很低 单质及其氢氧化物能溶于强酸或强碱中 相对原子质量为69.72 比重等于5.94 熔点为30.15 ℃ 单质及其氢氧化物为两性，能溶于强酸或强碱中
(1) 写出镓、氢氧化镓与强酸、强碱反应的离子方程式。
(2) 镓常被用于制作砷化镓激光二极管，砷化镓的化学式为__________。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是很多领域研究的工具，请你查阅有关资料，在下表中将有关“应用领域”和对应的“重点关注的元素”连接起来。
应用领域 重点关注的元素
①寻找新型半导体材料 a. 周期表中的过渡元素
②寻找优良催化剂 b. 金属与非金属分界线附近
③研制耐高温、耐腐蚀的合金材料 c. F、Cl、S、P、As等所在区域内的元素
④制造新品种的农药　　　　 　
1. 卤族元素中，没有正化合价的元素是(　　)
A. F B. Cl C. Br D. I
2. 短周期元素中，元素金属性和非金属性最强的一组是(　　)
A. Li、O B. Mg、Cl C. Na、F D. Al、H
3. 右表是元素周期表的一部分，下列说法正确的是(　　)
Si P S Cl Ar
Ge As Se Br Kr
Sn Sb Te I Xe
Pb Bi Po At Rn
A. 原子半径：Se>As>P
B. 酸性：H2SO4>H3AsO4>H3PO4
C. 热稳定性： HI>HBr>HCl
D. 表中，元素Pb的金属性最强
4. 在元素周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近能找到(　　)
A. 制农药的元素 B. 制催化剂的元素
C. 制半导体的元素 D. 制耐高温合金材料的元素
5. 已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述正确的是(　　)
A. Be的原子半径大于B的原子半径
B. BeCl2中Be原子的最外层电子数是8
C. Be(OH)2的碱性比Ca(OH)2的强
D. 单质Be跟冷水反应产生H2
6. 科学家曾预测原子序数为114的元素，具有相当稳定性的同位素，称为类铅。下列关于类铅的预测正确的是(　　)
A. 它的最外层电子数为4 B. 在元素周期表中位于第六周期ⅣA族
C. 它的金属性比铅弱 D. 它的最高价氧化物对应的水化物是强酸
7. 短周期主族元素X、Y、Z、W、R，它们的原子序数依次增大，元素X的原子半径是周期表所有元素中最小的，Y是地壳中含量最多的非金属元素且Y、W同主族，Z是地壳中含量最多的金属元素。下列说法正确的是(　　)
A. 原子半径：r(Y)＜r(Z)＜r(W)＜r(R)
B. X、Y形成的化合物属于离子化合物
C. R的简单气态氢化物的热稳定性比W的强
D. Z的最高价氧化物的水化物是一种强碱
8. 现有X、Y、Z、W四种短周期元素，它们的原子序数依次增大，且核电荷数总和为38。Y元素原子的最外层电子数占其核外总电子数的 ；W元素原子的最外层电子比同周期Z元素多5个；W元素和Y元素不属于同一主族。
(1) 请写出元素符号：X________，Y________，Z________，W________。
(2) Z、W元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式是______________
_____________________________。
(3) 把Z的单质(片状)放入滴有酚酞的沸水中，观察到的现象是___________
_______________，该反应的化学方程式是__________________________________。
9. (鲁科版教材习题)某一元素具有如下性质，请你推测该元素在元素周期表中的位置。
(1) 其最高价氧化物既可以溶于浓盐酸，也可以溶于NaOH溶液。
(2) 其最高价氧化物对应的水化物既可以与酸反应，也可以与碱反应。
(3) 1 mol该元素最高价氧化物对应的水化物在与盐酸反应时，最多能消耗4 mol HCl。
第二节　元素周期律
【活动方案】
活动一：探究原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律
(1) 1、2、3、4、5、6、7；1、2、3、4、5、6、7；最外层电子数＝最高正价(O、F除外)，非金属元素最低负价＝最外层电子数－8。
(2) 随着原子序数的递增，原子半径、主要化合价和原子核外电子排布均呈现周期性变化。分别以3～9号、11～17号各为一周期，随着原子序数的增大，在同一周期内，原子半径逐渐减小；主要化合价中最高正价从＋1变化到＋7，最低负价＝最外层电子数－8；原子的最外层电子数从1到7递增。
活动二：探究元素金属性、非金属性的变化规律
1. 同周期元素随着核电荷数的增大、原子半径减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2. 实验一：镁加入冷水中无明显现象，与热水反应产生气泡速率缓慢，溶液变为红色，反应明显没有钠和水的反应剧烈；Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
实验二：两支试管中均有气泡产生，镁条反应剧烈，铝条反应较镁条慢；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑；2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑　
实验三：MgCl2溶液中产生白色沉淀；MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl；AlCl3溶液中先有白色沉淀产生，后白色沉淀溶解；AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl、Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]
实验四：两支试管中的白色沉淀均溶解；AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl；Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O；Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]
实验结论：金属性Na＞Mg＞Al
3. Si＜P＜S＜Cl
4. ①金属性减弱，非金属性增强　②金属性增强，非金属性减弱　③金属性增强　④非金属性增强　一般情况下，元素的金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性来判断；元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
活动三：感受元素周期律、元素周期表在科学研究和生产实践中的价值
(1) 2Ga＋6H＋===2Ga3+＋3H2↑　
2Ga＋2OH－＋6H2O===2[Ga(OH)4]－＋3H2↑
Ga(OH)3＋3H＋===Ga3+＋3H2O　
Ga(OH)3＋OH－===[Ga(OH)4]－
(2) GaAs　①—b；②—a；③—a；④—c。
【课堂反馈】
1. A　2. C　3. D　4. C　5. A　6. A　7. C
8. (1) H　O　Mg　Cl
(2) Mg(OH)2＋2HClO4===Mg(ClO4)2＋2H2O
(3) 有气泡冒出，溶液变为粉红色
Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
9. 第四周期ⅣA族

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