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1.2《元素周期律》同步学案（人教版化学必修2）

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：人教版
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
- 资料来源：收集
- 资料作者：
- 资料大小：399.45KB
- 资料上传：admin
- 资料审核：
- 下载次数：137
- 更新时间：2011-02-27 11:00:42
- 上传时间：2011-02-27 11:01:27
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※资料简介※
第二节　元素周期律

重难点一原子核外电子的排布
1．核外电子的排布规律
(1)原子核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不超过8个(K层为最外层不能超过2个)。
(4)次外层最多能容纳的电子数目不超过18个。
特别提醒　(1)以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
(2)上述为核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其他规律。
(3)最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构，不易得失电子，化学性质稳定。
(4)最外层电子较少的(<4)一般易失去电子达到稳定结构，表现出金属性；最外层电子较多的(>4)一般易得电子或通过形成共用电子对形成稳定结构，表现出非金属性。
2．1～18号元素原子的结构特征
(1)最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。
(2)最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。
(3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。
(5)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。
(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。
(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
(9)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
(10)电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。
(11)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。
(12)最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
3．粒子的结构示意图
(1)表示方法
结构示意图是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，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。如：

(2)原子结构示意图和离子结构示意图的比较
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结构示意图中，二者则不相等。例如：
　
即阳离子：核外电子数小于核电荷数(核内质子数)，阴离子：核外电子数大于核电荷数(核内质子数)，其差值均为离子所带电荷的数值。
(3)粒子核内质子数与核外电子数之间的关系
原子：核内质子数＝核外电子数
阳离子：核内质子数＝核外电子数＋离子所带电荷数
阴离子：核内质子数＝核外电子数－离子所带电荷数
重难点二元素周期律
1．同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外)
项目同周期(从左至右) 同主族(自上而下)
电子层数相同逐一增加
最外层
电子数逐一增加(除第一
周期外均为1～7) 相同
原子半径逐渐减小逐渐增大
得电子能力逐渐增强逐渐减弱
失电子能力逐渐减弱逐渐增强
氧化性逐渐增强逐渐减弱
还原性逐渐减弱逐渐增强
金属性逐渐减弱逐渐增强
非金属性逐渐增强逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
非金属形成气态氢化物难易程度由难到易由易到难
气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱
化合价最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价等于族序数，最低负价等于－(8－族序数)
2.粒子半径大小比较
(1)电子层数相同的原子的半径，随核电荷数的增加逐渐减小(稀有气体除外)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)。即同周期元素的原子半径随核电荷数的增大，自左至右逐渐减小。
(2)稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。如r(Ar)>r(Cl)。
(3)最外层电子数相同的元素的原子半径，随电子层数(或核电荷数)的增多而增大。如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)。即同主族元素的原子半径随电子层数的增多而增大。
(4)核外电子排布相同的粒子的半径，随核电荷数的增多而减小。如核外是18个电子的离子的半径大小是r(Ca2＋)<r(K＋)<r(Cl－)<r(S2－)。
(5)对同一元素来讲，价态越高半径越小。如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。
(6)不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)<r(O)；而O与S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S)。
重难点三元素周期表和元素周期律的应用
1．元素周期表中的规律
(1)“三角形”规律

所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所示。
应用：处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律。例如：原子序数C>B>A；原子半径C>A>B。A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C；单质的氧化性B>A>C；阴离子的还原性Cn－8>An－8>Bn－7(设A为n族，则B为n＋1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7－nB>H8－nA >H8－nC。A、B、C若为金属，则其失电子能力C>A>B；单质的还原性C>A>B；阳离子的氧化性B(n＋1)＋>An＋>Cn＋；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n＋1。
(2)“对角线”规律
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