人教版高二化学 第二节元素周期律复习教案3页

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第二节 元素周期律
基础知识归纳
一、元素性质呈周期性变化
以第三周期为例说明
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子的最外电
子层数
1 2 3 4 5 6 7
原子半径 大 小 逐渐增大
主要正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
主要负价 -4 -3 -2 -1 0
最高价氧化物
对应的水化物
NaOH
强碱
Mg(OH)
2
中强碱
Al(OH)3
两性
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
金属单质与水
反应的情况
剧烈
反应
缓慢
反应
难以
反应
非金属单质与
H2反应的条件
高温 较高
温度
需加热 光 照 或
点燃
结论
随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。[核外电子层数相同的原
子，随原子序数的递增、最外层电子数由 1 递增到 8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。[核外电子层数相同的原子，
随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
说明：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。稀有气体原子半径突然变大是同稀有
气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。O、F 没有正化合价是因为它们非
金属性强。
例题 下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：
A、Na、 Mg、 Al B、Cl、 S、 P C、Be、N、 F D、Cl、 Br、 I
解析：Na、Mg、Al 核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以 A
→金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强

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错误则 B 正确，Be、N、F 无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子
半径依次增大，所以 D 正确。
答案：B、D。
二、 几种量的关系
(1)最外层电子数=最高正化合价
(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8
例 2、元素 R 的最高价含氧酸的化学式为 HnRO2n－2，则在气态氢化物中 R 元素的化合价
为多少？
解析：由 HnRO2n－2知 R 的最高价为+(3n－4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n－4)]=
－12+3n。
三、两性氧化物和两性氢氧化物
(1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。例：
A12O3
A12O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
A12O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。例：Al(OH)3，
2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O
A1(OH)3+NaOH＝NaAlO2+2H2O
四、重点、难点突破

2．微粒半径大小比较中的规律
(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外)
如：Na>Mg>Al>Si；Na+>Mg2+>Al3+。
(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大
如：Li (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 Na+、Mg2+、Al3+、F-、02-的离子半径大小排列为 02->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)。
可归纳为：电子层排布相同的离子，（表中位置）阴离子在阳离子前一周期，（大小）序
数大的半径小。
a.与水(或酸)反应的难易
b.金属与盐溶液置换反应
c.金属阳离子的氧化性强弱
d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
a.非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳定性
b.非金属的置换反应
c.非金属阴离子还原性强弱
d.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除 F外)

(2)非金属性
(1)金属性
1．元素的金属性和非
金属性判断依据

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(4)核电荷数相同(即同种元素)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+ (5)电子数和核电荷数都不同的，一般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-同一族元素的 O2-比较，
Al3+<02 a13+