《高中化学 1.2原子结构与元素的性质课件 新人教版选修3.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学 1.2原子结构与元素的性质课件 新人教版选修3.ppt（47页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质在元素周期表中，周期和主族是怎在元素周期表中，周期和主族是怎样划分的？主族元素的划分的？主族元素的核外核外电子排布与子排布与该元素的周期序数和主族序数之元素的周期序数和主族序数之间有什么有什么样的的对应关系？关系？提示提示元素周期表有元素周期表有7个横行，也就是个横行，也就是7个周期。周期的序个周期。周期的序数就是该周期元素原子具有的电子层数。由短周期元素和数就是该周期元素原子具有的电子层数。由短周期元素和长周期元素共同组成的族称为主族。长周期元素共同组成的族称为主族。主族元素的最外层电子数等于该元素所在的主族序数，主主族元素的最外层电子数
2、等于该元素所在的主族序数，主族元素的电子层数等于该元素所在的周期序数。族元素的电子层数等于该元素所在的周期序数。1以第三周期以第三周期为例，例，说明同一周期中元素原子得失明同一周期中元素原子得失电子能力子能力的的变化化规律，并从原子律，并从原子结构的角度分析原因。构的角度分析原因。提示提示同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律：同同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律：同一周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右核电荷一周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的数依次增多，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力越来越强，原子失
3、电子能力逐渐减弱，得电子能力吸引力越来越强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。例如：钠、镁、铝三种元素，与水反应越来越逐渐增强。例如：钠、镁、铝三种元素，与水反应越来越难，失电子能力减弱；磷、硫、氯三种元素，与氢气反应难，失电子能力减弱；磷、硫、氯三种元素，与氢气反应越来越容易，得电子能力增强。越来越容易，得电子能力增强。21了解元素周期表的了解元素周期表的结构。构。2了解元素周期表与原子了解元素周期表与原子结构的关系。构的关系。3会分析元素性会分析元素性质的周期性的周期性变化化规律。律。4了解元素了解元素电离能离能电负性的含性的含义，并能用以解，并能用以解释元素的元素的 某些性某些
4、性质。随着元素原子的核随着元素原子的核电荷数荷数递增，每到出增，每到出现_，就开始建立一个新的就开始建立一个新的电子子层，随后最外，随后最外层上的上的电子逐子逐渐_，最后达到，最后达到_个个电子，出子，出现稀有气体，如此循稀有气体，如此循环往往复复这就是元素周期表中的一个个周期。就是元素周期表中的一个个周期。元素周期表的形成是由于元素的元素周期表的形成是由于元素的_发生生周期性的重复。周期性的重复。元素周期表的周期不是元素周期表的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并的，每一周期里元素的数目并不是一不是一样多，而是随周期序数的多，而是随周期序数的递增逐增逐渐_，同，同时，金属元素的数目也逐金属
5、元素的数目也逐渐_。笃学笃学一一原子结构与元素周期表原子结构与元素周期表1.2碱金属元素碱金属元素多多8原子核外原子核外电子排布子排布3增多增多增多增多增增写出下表中元素数目及金属元素数目写出下表中元素数目及金属元素数目因而，我们可以把元素周期表的周期发展形象地比喻成因而，我们可以把元素周期表的周期发展形象地比喻成_。4周期周期一一二二三三四四五五六六七七元素数目元素数目_ _金属元素数目金属元素数目_288181832023141530螺壳上的螺旋螺壳上的螺旋原子半径原子半径原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核
6、电荷数。一般来说同一周期主族元素数，另一个因素是核电荷数。一般来说同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐从左到右，原子半径逐渐_；同一主族元素从上到下，；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐原子半径逐渐_。电离能电离能_叫叫做做电离能，离能，单位位_。_叫做第一叫做第一电离能；离能；_笃学二笃学二元素周期律元素周期律1.2减小减小增大增大气气态原子或气原子或气态离子失去一个离子失去一个电子所需要的最小能量子所需要的最小能量kJmol1气气态中性原子失去第一个中性原子失去第一个电子所需要的能量子所需要的能量气气态一价阳离子一价阳离子_叫做第二叫做第二电离能。如果离能。如果对同同一基一基态原子有第一
7、、第二、第三、第四原子有第一、第二、第三、第四电离能，离能，则其其电离离能将逐能将逐级_。电负性性电负性用来描述性用来描述_。电负性是相性是相对值，没有，没有单位。位。失去一个失去一个电子所需要的能量子所需要的能量逐逐渐增大增大3不同元素的原子不同元素的原子对键合合电子吸引力的大子吸引力的大小小 填充下表填充下表提示提示3二二1s22s111三三1s22s22p63s119四四1s22s22p63s23p64s137五五1s22s22p63s23p63d104s24p65s155 六六Xe6s1【慎思慎思1】碱金属碱金属原子序数原子序数周期周期基基态原子原子电子排布式子排布式锂_钠_钾_铷_铯
8、_ 填充下表填充下表 人人们将元素周期表分将元素周期表分为五个区，并以最后填入五个区，并以最后填入电子的子的轨道能道能级符号作符号作为该区的符号，区的符号，请填充下表。填充下表。【慎思慎思2】提示提示 元素的第一元素的第一电离能有什么离能有什么变化化规律？律？提示一般来说同一周期元素，从左向右，第一电离能逐提示一般来说同一周期元素，从左向右，第一电离能逐渐增大，同一主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。渐增大，同一主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。【慎思慎思3】 元素元素电负性有什么性有什么变化化规律？律？提示提示以氟的电负性为以氟的电负性为4.0和锂的电负性为和锂的电负性为1.0作为相对
9、作为相对标准。标准。随原子序数的递增，元素原子的电负性呈周期性变化。随原子序数的递增，元素原子的电负性呈周期性变化。同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐增大同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐增大(稀有稀有气体除外气体除外)。同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。电负性小的元素位于元素周期表的左下角。【慎思慎思
10、4】原子结构与周期的关系原子结构与周期的关系(1)周期数电子层数周期数电子层数(2)各周期元素种数与相应能级组的原子轨道关系各周期元素种数与相应能级组的原子轨道关系要点一要点一 | 核外电子排布和周期表的关系核外电子排布和周期表的关系1周期周期元素数目元素数目相相应能能级组中原子中原子轨道道电子最大容量子最大容量一一21s2二二82s2p8三三83s3p8四四184s3d4p18五五185s4d5p18六六326s4f5d6p32七七7s5f6d7p各周期元素的数目等于相各周期元素的数目等于相应能能级组中原子中原子轨道所能容道所能容纳的的电子子总数。数。原子结构与族的关系原子结构与族的关系(1
11、)对主族元素：主族元素的族序数原子的最外层电子数，对主族元素：主族元素的族序数原子的最外层电子数，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在布在ns或或ns、np轨道上。轨道上。(见下表见下表)。当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高正价当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高正价(O，F除外除外)。(2)稀有气体的价电子排布为稀有气体的价电子排布为1s2或或ns2np6。2族序数族序数A AAAAAA价价电子构型子构型ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5(3)过渡元素渡元素(副族和
12、副族和族族)同一同一纵行原子的价行原子的价层电子排布子排布基本相同基本相同(见下表下表)。B族族B族可失去族可失去ns2和和(n1)d轨道上的全部道上的全部电子。子。所以，最高正价数族序数。所以，最高正价数族序数。族序数族序数BBB价价电子子构型构型(n1)d1ns2(n1)d2ns2(n1)d5ns2族序数族序数BB价价电子子构型构型(n1)d68ns2(n1)d10ns1(n1)d10ns2族可失去最外族可失去最外层的的s电子和次外子和次外层的部分的部分d电子，所以子，所以最高正价低于族序数最高正价低于族序数(8) 。B族可失去族可失去ns1电子和部分子和部分(n1)d电子，所以子，所以B
13、族的族序族的族序数数最高正价，最高正价，B族只失去族只失去ns2电子，子，B族的族序数最族的族序数最高正价。高正价。某元素的原子序数某元素的原子序数为29，试问：(1)此元素原子的此元素原子的电子子总数是多少？数是多少？(2)它有多少个它有多少个电子子层？有多少个能？有多少个能级？(3)它的外它的外围电子构型是什么？子构型是什么？(4)它属于第几周期？第几族？主族它属于第几周期？第几族？主族还是副族？是副族？(5)它有多少个未成它有多少个未成对电子？子？【例例1】解析解析解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。根据核
14、外电子排布原理，关系和原子核外电子排布的规律。根据核外电子排布原理，该元素的核外电子排布应为该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有，共有29个电子，为个电子，为Cu元素。从核外电子排布式中可以得出元素。从核外电子排布式中可以得出n4，有，有4个电子层，所以为第四周期元素，外围电子排布为个电子层，所以为第四周期元素，外围电子排布为3d104s1，所以在，所以在B族。外围电子的电子排布图为族。外围电子的电子排布图为 ，所以有，所以有1个未成对电子。个未成对电子。答案答案(1)29(2)4个个电子子层7个能个能级(3)3d104s1(4)第第四周期四周期B族副族族
15、副族(5)有有1个未成个未成对电子子解该类题首先由元素的原子序数，写出该元素原子解该类题首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式和电子排布图，然后依据以下内结构的电子排布式和电子排布图，然后依据以下内容解题：容解题：(1)元素的电子层数能级组中最高主量子数周期元素的电子层数能级组中最高主量子数周期数。数。(2)主族元素原子的价层电子数该元素在周期表中主族元素原子的价层电子数该元素在周期表中的族序数。的族序数。某元素原子共有三个价某元素原子共有三个价电子，其中一个价子，其中一个价电子位于子位于第三能第三能层d轨道，道，试回答：回答：(1)写出写出该原子核外原子核外电子排布式。子排布式
16、。(2)指出指出该元素的原子序数、周期数和族数，是金属元素元素的原子序数、周期数和族数，是金属元素还是非金属元素以及最高化合价。是非金属元素以及最高化合价。解析解析此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子其中一个价电子在式。有三个价电子其中一个价电子在3d，则其他两个价电，则其他两个价电子必在子必在4s上，外围电子排布为上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是，原子序数是21，在，在第四周期，第四周期，B族，是金属元素，最高化合价是族，是金属元素，最高化合价是3。答案答案(1)电子排布式子排布式为1s22s22p63s23p63
17、d14s2(2)该元素的原子序数元素的原子序数为21，第四周期，第四周期B族，是金属元素，族，是金属元素，最高化合价最高化合价为3。【体验体验1】微粒半径的比较规律微粒半径的比较规律在中学要求的范畴内可按在中学要求的范畴内可按“三看三看”规律来比较微粒半径的大规律来比较微粒半径的大小。小。“一看一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大。径越大。“二看二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。半径越小。“三看三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数：当电子层数和核电
18、荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。核外电子数越多，半径越大。要点二要点二 | 比较微粒半径大小的规律比较微粒半径大小的规律1判断微粒半径大小的规律判断微粒半径大小的规律(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。同周期，从左到右，原子半径依次减小。(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如不同
19、价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。2 下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是是 ()。ALiI BNaBr CKCl DCsF解析解析碱金属离子半径：碱金属离子半径：LiNaKCs；卤素离子；卤素离子半径：半径：FClBrI1(Cl)I1(P)I1(S)I1(Si)I1(Mg)I1(Al)I1(Na)。(3)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属泼，金属元素的第一电离能越小；非
20、金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。元素的第一电离能越大。2用电离能判断元素的主要化合价用电离能判断元素的主要化合价钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。3元素元素 电离能离能/(kJmol1)NaMgAlI1496738578I24 5621 4511 817I36 9127 7332 745I49 54310 54011 575由上表可知，由上表可知，钠原子的第一原子的第一电离能离能较低，而第二低，而第二电离能突离能突跃式式变高，也就是高，也就是说I2I1。这说明明钠原子很容易失去原子很容易失去1个个电子成子成为1价阳离子，形成具有稀有气体元素原子价阳离子
21、，形成具有稀有气体元素原子电子子层结构的构的稳定状定状态后，核后，核对外外层电子的有效吸引作用子的有效吸引作用变得得更更强强。因此，。因此，钠元素的常元素的常见价价态为1价。一般情况下，价。一般情况下，钠原子不能生成原子不能生成2价阳离子。价阳离子。类似地，似地，镁元素的元素的I3I2，铝元素的元素的I4I3说明明镁原子通常形成原子通常形成2价阳离子，价阳离子，铝原子原子通常形成通常形成3价阳离子。价阳离子。 气气态中性原子失去一个中性原子失去一个电子子转化化为气气态正离子所需正离子所需要的最低能量叫做第一要的最低能量叫做第一电离能离能(I1)，气，气态正离子正离子继续失去失去电子所需要的最低
22、能量依次称子所需要的最低能量依次称为第二第二电离能离能(I2)，第三，第三电离能离能(I3)下表是第三周期部分元素的下表是第三周期部分元素的电离能离能单位：位：eV(电子伏特子伏特)数据。数据。【例例3】元素元素I1/eVI2/eVI3/eV甲甲5.747.471.8乙乙7.715.180.3丙丙13.023.940.0丁丁15.727.640.7下列下列说法正确的是法正确的是 ()。A甲的金属性比乙甲的金属性比乙强强B乙的化合价乙的化合价为1价价C丙不可能丙不可能为非金属元素非金属元素 D丁一定丁一定为金属元素金属元素解析解析由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙由表格可知，甲的第一电
23、离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A项正确；表项正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为为2价，选项价，选项B项不正确；对丙而言失去电子较难，所以项不正确；对丙而言失去电子较难，所以可能是非金属元素，可能是非金属元素，C项不正确；对丁而言，失电子比丙项不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以属元素，所以D项不正确。项不正确。答案答案A下列有关下列有关电离能的离能的说
24、法中，正确的是法中，正确的是 ()。A第一第一电离能越大的原子失离能越大的原子失电子的能力越子的能力越强强B第一第一电离能是元素的原子失去核外第一个离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的子需要的 能量能量C同一周期中，主族元素原子第一同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来离能从左到右越来 越大越大D可通可通过一种元素各一种元素各级电离能的数离能的数值，判断元素可能的，判断元素可能的 化合价化合价【体验体验3】解析解析(1)电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最小能量；的最小能量；(2)元素原子的第一电离能越大，表示该元素元素原子的第一
25、电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；的原子越难失去电子；(3)从总的变化趋势上看，同一周期从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如NO。答案答案D元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外稀有气体除外)，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。变化。(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小
26、。元素的电负性逐渐减小。电负性的应用电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性的判断元素的金属性和非金属性的强强弱弱金属的金属的电负性一般小于性一般小于1.8，非金属的，非金属的电负性一般大于性一般大于1.8，而位于非金属三角区，而位于非金属三角区边界的界的“类金属金属”(如如锗、锑等等)的的电负性性则在在1.8左右，它左右，它们既有金属性，又有非金属性。既有金属性，又有非金属性。要点四要点四 | 电负性的变化规律及应用电负性的变化规律及应用12(2)判断化学判断化学键的的类型型一般一般认为：如果两种成：如果两种成键元素原子元素原子间的的电负性差性差值大于大于1.7，它，它们之之间通常形成离
27、子通常形成离子键；如果两种成；如果两种成键元素原子元素原子间的的电负性差性差值小于小于1.7，它，它们之之间通常形成共价通常形成共价键。(3)元素周期表中元素周期表中“对角角线规则”：元素周期表中：元素周期表中处于于对角角线位置位置(左上角和右下角左上角和右下角)的元素的元素电负性数性数值相近，性相近，性质相似。相似。 元素周期表中能元素周期表中能稳定存在且定存在且电负性相差最大的两种元性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式素形成的化合物的化学式为 ()。AHI BLiI CCsF DKI解析解析本题考查的是电负性的概念及其大小的判断。根据本题考查的是电负性的概念及其大小的判断。根据电负性的
28、变化规律，对主族元素来讲，同周期元素随核电电负性的变化规律，对主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，其电负性增大；同主族元素随核电荷数的增荷数的增大，其电负性增大；同主族元素随核电荷数的增大，其电负性减小，所以电负性最大的元素在元素周期表大，其电负性减小，所以电负性最大的元素在元素周期表的右上方，即的右上方，即F，电负性最小的元素在元素周期表的左下，电负性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的，所以二者形成化合物的化学式为化学式为CsF。故正确答案为。故正确答案为C。答案答案C【例例4】电负性是指元素的原子在化合物中吸引电
29、子的能力。电负性是指元素的原子在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。同周期元素的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。同周期元素的电负性自左向右逐渐增大的电负性自左向右逐渐增大(稀有气体除外稀有气体除外)，同主族，同主族元素的电负性自上而下逐渐减小。元素的电负性自上而下逐渐减小。 电负性也是元素的一种重要性性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其性越大，其原子吸引原子吸引电子的能力越子的能力越强强，在所形
30、成的分子中成，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表荷的一方。下表给出的是原子序数小于出的是原子序数小于20的的16种元素的种元素的电负性数性数值：【体验体验4】元素元素HLiBeBCNOF电负性性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素元素NaMgAlSiPSClK电负性性0.91.21.51.82.12.53.00.8请仔仔细分析，分析，试回答下列回答下列问题：(1)根据表中所根据表中所给数据分析推数据分析推测：同主族的不同元素的同主族的不同元素的电负性性变化的化的规律是：律是：_；同周期中，同周期中，电负性与原子半径的关系性与原子半径的关系为：_。(2)预测周期表中周期表中
31、电负性最大的元素性最大的元素应为_(填元素填元素符号符号)；估；估计钙元素的元素的电负性的取性的取值范范围：_CaCaMg，所以，所以Ca的电负性的取的电负性的取值范围为值范围为0.81.2。(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为的元素为Cs(放射性元素除外放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期，它位于周期表中第六周期A族。其基态原子核外电子排布式为：族。其基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。答案答案(1)核电荷数越大，电负性越小原子半径越小，电核电荷数
32、越大，电负性越小原子半径越小，电负性越大负性越大(2)F0.81.2(3)六六A1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1实验探究二元素周期表所包含的规律实验探究二元素周期表所包含的规律【探究原理探究原理】元素周期表是学元素周期表是学习化学的工具和指南，其内涵十分丰富，化学的工具和指南，其内涵十分丰富，包含包含许多多规律知律知识。(1)相等相等规律律周期序数周期序数电子子层数。数。主族元素的最外主族元素的最外层电子数价子数价电子数主族序数最高子数主族序数最高正化合价正化合价(F、O例外例外)。负价价绝对值8族序数族序数(限限A族族A族非金属元素族非金属元素)。
33、(2)序差序差规律律同主族相同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关：元素的原子序数差与主族序数有关：A族族A族族(s区区)的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数；数；A族族0族族(p区区)元素相差下一种元素所在周期包含元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数。如的元素种数。如Na和和K相差相差8(第三周期含第三周期含8种元素种元素)，Cl和和Br相差相差18(第四周期含第四周期含18种元素种元素)。(3)主族元素的主族元素的结构、性构、性质递变规律律(如下表如下表)外外围电子排布子排布ns1ns2np5外外围电子排布相同子排布相同金属性金属性逐逐渐
34、减弱减弱逐逐渐增增强强非金属性非金属性逐逐渐增增强强逐逐渐减弱减弱主要化合价主要化合价最高正价最高正价(17)非金属非金属负价价(8族序数族序数)最高正价族序数最高正价族序数(O、F除外除外)非金属非金属负价价(8族序数族序数)原子半径原子半径逐逐渐减小减小逐逐渐增大增大气气态氢化物的化物的稳定性定性逐逐渐增增强强逐逐渐减弱减弱最高价氧化最高价氧化物物对应水化水化物的酸碱性物的酸碱性碱性减弱碱性减弱酸性增酸性增强强碱性增碱性增强强酸性减弱酸性减弱(4)对角角线规则在元素周期表中，在元素周期表中，对角角线上元素的化学性上元素的化学性质相似相似(对角角线规则)。最。最为明明显的是的是Li元素与元素
35、与Mg元素、元素、Be元素和元素和Al元素元素等。等。Li元素的化学性元素的化学性质更更趋向于向于Mg而与而与Na、K等元素有等元素有所区所区别，Be和和Al元素的元素的氢氧化物均是两性氧化物均是两性氢氧化物。氧化物。运用元素周期律分析下面的推断，其中运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是的是()。A铍(Be)是一种是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有金属，它的氧化物的水化物可能具有 两性两性B砹是一种有色固体，是一种有色固体，HAt很不很不稳定，定，AgAt是有色、是有色、难 溶于水且感光性很溶于水且感光性很强强的固体的固体C硫酸硫酸锶(SrSO4)是是难溶于水和溶于水和盐酸的白色固
36、体酸的白色固体D硒化硒化氢(H2Se)是无色、无毒、比是无色、无毒、比H2S稳定的气体定的气体【问题探究问题探究】思路点拨思路点拨根据根据“对角线规则对角线规则”，Be的性质与的性质与Al相似，相似，Be(OH)2具有两性，具有两性，A选项正确；根据卤素单质及其化合选项正确；根据卤素单质及其化合物的性质递变规律可推知物的性质递变规律可推知B选项正确；由选项正确；由CaSO4微溶于水，微溶于水，BaSO4难溶于水和酸可推知难溶于水和酸可推知SrSO4为难溶于水和盐酸的白为难溶于水和盐酸的白色固体，色固体，C选项正确；由选项正确；由H2O(无毒无毒)H2S(剧毒剧毒)H2Se，可判断可判断D选项不正确。故选选项不正确。故选D。答案答案D
