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第二节元素周期律一、原子核外电子的排布1.电子层的表示方法电子层序数1234567电子层符号电子离核距离电子能量2.原子核外电子分层排布的一般规律(1)核外电子总是尽先排布在________的电子层，然后由里向外，依次排布(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳________个电子。(3)原子最外层电子数目不能超过______个(K层为最外层时不能超过______个电子)。(4)次外层电子数目不能超过______个(K层为次外层时不能超过______个)，倒数第三层电子数目不能超过______个。二、元素周期律1.定义：元素的________随着________的递增而呈______变化的规律。2.实质：元素原子的__________呈周期性变化的必然结果。3.同周期同主族元素性质递变规律性质同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径逐渐______逐渐______电子层结构电子层数________最外层电子数________电子层数________最外层电子数________失电子能力逐渐________逐渐________得电子能力逐渐________逐渐________金属性逐渐________逐渐________非金属性逐渐________逐渐________主要化合价最高正价＝______最低负价＝主族序数－8最高正价数＝________(O、F除外)最高价氧化物对应水化物酸碱性酸性逐渐________碱性逐渐________酸性逐渐________碱性逐渐________非金属元素气态氢化物的形成与稳定性气态氢化物的形成越来越______，其稳定性逐渐______气态氢化物的形成越来越______，其稳定性逐渐______一、1.KLMNOPQ由近到远由低到高2．(1)能量低(2)2n2(3)82(4)18232二、1.性质原子序数周期性2.核外电子排布3.减小增大相同逐渐增多逐渐增多相同减弱增强增强减弱减弱增强增强减弱主族序数主族序数增强减弱减弱增强容易增强难减弱答案：【想一想】同一主族的元素性质就一定相似吗？三、元素周期表和元素周期律的应用1.科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。2.寻找新材料(1)半导体材料：在__________________附近的元素中寻找。(2)在________中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。(3)在周期表中的________附近探索研制农药的材料。3.预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。不一定，如H与碱金属虽然同处于ⅠA族，但性质不同。三、2.(1)金属与非金属的分界线(2)过渡元素(3)右上角原子核外电子的排布【例1】根据中学化学教科书所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是()A.K层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等B.L层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等C.L层电子数为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D.M层电子数为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等【自主解答】C解析：K层电子数为奇数的元素只有H，A正确；L层或M层电子数为奇数时，此层为最外层，族序数等于最外层电子数，B、D均正确；第二周期以后元素的L层中电子数均为8个，但族序数与L层电子数无关，C错误。短周期元素中具有特殊电子排布的原子(1)最外层只有一个电子的非金属元素：H。(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。(3)最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素依次是：C、O、Ne。(4)电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。(5)最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。(6)最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。(9)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。【知识关联】原子核外的电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质的联系。1.核电荷数分别为16和4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是()A.电子数B.最外层电子数C.电子层数D.中子数A解析：画出S和Be的原子结构示意图即可判断A正确，B、C均错；由于同位素的存在，D不一定正确。答案：等电子数的粒子的应用【例2】用A＋、B－、C2－、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒(离子或分子)。请回答：(1)A元素是________、B元素是________、C元素是________。(用元素符号表示)(2)D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是______。(3)E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子，其分子式是________。(4)F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是________，电子式是________。(5)G分子中含有4个原子，其分子式是________。(6)H分子中含有8个原子，其分子式是________。【自主解答】(1)KClS(2)HCl(3)F2(4)H2SHS··H(5)H2O2(或PH3)(6)C2H6解析：(1)aA＋含有18个电子，则其质子数a＝18＋1＝19，A为K元素；bB－含有18个电子，则其质子数b＝18－1＝17，B为Cl元素；同理知C为S元素。(2)由两种元素组成的双原子18电子的分子只有HCl。(3)氧化能力最强的分子是F2。(4)由两种元素组成的三原子18电子的分子只有H2S。(5)H2O2和PH3都是含有4个原子的18电子分子。(6)含有8个原子的18电子的分子是C2H6。1.“10电子”的粒子分子离子一核10电子NeN3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋二核10电子HFOH－三核10电子H2ONH2－四核10电子NH3H3O＋五核10电子CH4NH4＋2.“18电子”的粒子分子离子一核18电子ArK＋、Ca2＋、Cl－、S2－二核18电子F2、HClO22－、HS－三核18电子H2S四核18电子PH3、H2O2五核18电子SiH4、CH3F六核18电子N2H4、CH3OH其他C2H6、CH3NH2等【温馨提示】上表中有些18电子粒子符合“9＋9”规律，如C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH等(－CH3、－OH、－NH2、－F为9电子基团)。【知识关联】10电子(或18电子)粒子与“位－构－性”的关系、与某些有机化合物的联系。2.A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：(1)写出①的离子方程式：________________________________________________________________________；写出②的离子方程式：________________________________________________________________________。(2)除D、E外，请再写出两种含有10个电子的分子：________________；除A＋、B＋外，请再写出两种含有10个电子的阳离子：__________。(1)NH4+＋OH－===H2O＋NH3↑H3O＋＋OH－===2H2O(2)Ne、CH4Na＋、Mg2＋(其他合理答案也可)解析：根据含有10个电子的分子和离子，结合相关的离子方程式较容易推理出A＋、B＋、C－、D、E分别为NH4+、H3O＋、OH－、H2O、NH3。答案：元素周期律【例3】(2009高考·广东卷，11)元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是()A.同周期元素中X的金属性最强B.原子半径X＞Y，离子半径X＋＞Z2－C.同族元素中Z的氢化物稳定性最高D.同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强【自主解答】B解析：根据X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构，可推出Z在X、Y的上一个周期，又因为X、Y、Z原子序数之和为36，综合判断知X为Na、Z为O、Y为Cl，B项中的离子半径应为：O2－Na＋。一、元素金属性、非金属性强弱的判断1.本质：原子越易失电子，金属性越强。原子越易得电子，非金属性越强。2.金属性强弱的判断依据(1)根据元素在周期表中的位置①同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱。②同主族元素，从上至下随原子序数的增加，金属性增强。(2)实验依据①单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易则金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强则对应金属元素的金属性也就越强。③金属间的置换反应：金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，则甲的金属性比乙强。④金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属元素的金属性就越弱。⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼(有例外)；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素金属性弱。3.非金属性强弱的依据(1)根据元素在周期表中的位置①同周期元素，从左至右随原子序数的增加，非金属性增强。②同主族元素，从上至下随原子序数的增加，非金属性减弱。(2)实验依据①单质跟氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性：越易与氢气反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，则非金属性越强。②最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强则对应非金属元素的非金属性也就越强。③非金属单质间的置换反应：非金属甲能把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，则甲的非金属性比乙强。④非金属元素的原子对应阴离子的还原性：还原性越强，元素的非金属性就越弱。二、粒子半径大小的比较1.同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如NaMgAlSi，Na＋Mg2＋Al3＋。2.同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大。如LiNaK，Li＋Na＋K＋。3.电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如O2－F－Na＋Mg2＋Al3＋(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。4.同种元素原子形成的微粒半径大小为：阳离子中性原子阴离子；价态越高的微粒半径越小，如Fe3＋Fe2＋Fe，H＋HH－。5.电子数和核电荷数都不同的粒子，可通过一种参照物进行比较如比较Al3＋与S2－的半径大小，可找出与Al3＋电子数相同，与S2－同族的元素O2－比较，Al3＋O2－，且O2－S2－。故Al3＋S2－。【知识关联】元素周期律与元素化合物、氧化还原反应、原电池、电解池等联系。3.(2010高考·广东卷，10)短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如右表所示，下面判断正确的是()A.原子半径：丙＜丁＜戊B.金属性：甲＞丙C.氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊D.最外层电子数：甲＞乙C解析：同周期元素原子半径从左到右逐渐减小，A错；同主族元素的金属性自上而下逐渐增强，B错；同周期元素的金属性从左到右逐渐减弱，故对应碱的碱性逐渐减弱，C正确；同周期元素原子的最外层电子数从左到右逐渐增多，D错。答案：元素周期表和元素周期律的应用【例4】(2010高考·浙江卷，8，改编)有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期，Z、M同主族；X＋与M2－具有相同的电子层结构；离子半径：Z2－＞W－；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。下列说法中，正确的是()A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物B.由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其稳定性依次减弱C.元素W、Z、Y的单质的氧化性依次增强D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂【自主解答】D解析：本题主要考查元素周期表和元素周期律的知识。运用元素周期表，结合元素周期律及位、构、性关系进行推断。此题突破口为：Y单质晶体熔点高、硬度大