2020-2021学年第一单元 元素周期律和元素周期表第1课时学案

第1课时　元素周期律

一、原子序数及元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律

1．原子序数

化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。元素的原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。

2．原子结构的变化规律

结论：随着元素核电荷数的递增，除H、He 外，元素原子最外层电子数出现1～8的周期性变化。

3．原子半径的变化规律

4.元素主要化合价的变化规律

随着元素核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第2周期为＋5)，负价：－4→－1→0]。

二、探究第三周期元素性质的递变规律

1．钠、镁、铝性质的比较

2.硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律

综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出结论：从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

3．探究Al(OH)3的两性

(1)在试管中加入2 mL 1 mol·L－1的AlCl3溶液，然后滴加氨水至过量，观察到的实验现象是产生白色胶状物质。反应的化学方程式是AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl，离子方程式是Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。

(2)将实验(1)所得的Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向其一支试管中滴加2 mol·L－1盐酸，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；向另一支试管中滴加2 mol·L－1NaOH溶液，观察到的实验现象是白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液，反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。

(3)结论：Al(OH)3是两性氢氧化物，铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。

　为什么用氨水与铝盐反应制取Al(OH)3，而不用NaOH溶液呢？

[提示]　因NaOH溶液能溶解Al(OH)3，二者的反应方程式：NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O，而氨水是弱碱溶液，与Al(OH)3不反应，故实验室常用氨水制备Al(OH)3。

三、元素周期律

1．内容

元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

2．实质

元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”。)

(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。 (×)

(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到

＋7。 (×)

(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。 (×)

(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；元素的氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。              (×)

2．元素性质呈周期性变化的决定因素是(　　 )

A．元素原子半径大小呈周期性变化

B．元素相对原子质量依次递增

C．元素原子核外电子排布呈周期性变化

D．元素的最高正化合价呈周期性变化

C　[元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。]

3．原子序数为11～17号的元素。随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”、“减小(弱)”或“相同(不变)”]

(1)各元素的原子半径依次        ，其原因是                    

                                                     。

(2)各元素原子的电子层数        ，最外层电子数依次        。

(3)元素的金属性逐渐      ，而非金属性逐渐            ，

元素失电子能力逐渐        ，得电子能力逐渐        。

[答案]　(1)减小　电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小　(2)相同　增大　(3)减弱　增强　减弱　增强

有一种管道疏通剂，主要成分为铝粉和氢氧化钠混合粉末。工作原理是利用铝和氢氧化钠遇水反应放出大量的热，加快氢氧化钠对毛发等淤积物的腐蚀，同时产生氢气增加管道内的气压，利于疏通。

[问题1]　铝单质为什么跟氢氧化钠溶液反应？

[提示]　Al与水反应产生Al(OH)3，Al(OH)3难溶于水，阻止了铝单质与水的反应，但Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液，使铝与水的反应得以继续。

[问题2]　铝元素金属性与钠元素金属性相比，哪个强？

[提示]　Na的金属性强。

1．金属性强弱的判断依据

(1)金属元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。

(2)元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。

(3)金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B的金属性。

(4)在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。

(5)金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。

2．非金属性强弱的判断依据

(1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。

(2)非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。

(3)元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。

(4)非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。

(5)非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。

1．下列实验不能达到实验目的的是(　　 )

B　[Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易即可判断出氯、溴元素非金属性的强弱，A项正确；MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者金属性的强弱，B项错误；H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸性越强，元素非金属性越强，所以通过测定相同浓度的溶液的pH可判断二者非金属性的强弱，C项正确；利用Fe、Cu放入盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu金属性的强弱，D项正确。]

2．甲、乙两种非金属元素：①甲的单质比乙的单质容易与H2化合；②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应水化物的酸性比乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是(　　)

A．①②④　　　　　　 B．②③⑤

C．①②③   D．①②③④

C　[得失电子数目多少与单质熔、沸点高低和非金属性无直接关系。]

原子半径是指以实验方法测定的相邻两种原子核间距离的一半。从理论上说，核外电子无严格固定的运动轨道，所以原子的大小无严格的边界，无法精确测定一个单独原子的半径，因此通常所使用的原子半径数据只有相对的、近似的意义。根据测定的方法不同，有3种以下原子半径：

(1)共价半径：两原子之间(原子可以相同也可以不相同)以共价键结合时，两核间距离的一半，如氯原子半径为氯分子中两个氯原子间距离一半。实际上核间距离即是共价键的键长。

(2)金属半径：金属晶体中相邻两金属原子间距离的一半。

(3)范式半径：靠范德华力相互吸引的相邻不同分子中的两个相同原子核间距离的一半，如稀有气体原子半径。

[问题1]　第三周期主族元素的原子半径变化规律是什么？

[提示]　第三周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小。

[问题2]　影响原子半径的因素有哪些？

[提示]　电子层数、核电荷数、核外电子数。

1．比较原子半径的方法如下

(1)具有相同电子层数的原子，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小。

(2)具有相同最外层电子数的原子，随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。

(3)比较电子层数和最外层电子数都不同的原子半径找对照原子比较。

2．离子半径比较时，先确定相关离子是属于哪种情况，再依据相关规律比较

(1)离子所带电荷相同、电子层数不同：电子层数越多半径越大。

(2)离子电子层结构相同、核电荷数不同：核电荷数越大半径越小。

(3)离子所带电荷、电子层结构均不相同：找对照离子进行比较。

3．下列各组微粒半径比较，错误的是(　　)

A．Cl－<Br－<I－　　 B．Al3＋>Mg2＋>Na＋

C．Rb>K>Na   D．P>S>O

B　[Cl－、Br－、I－最外层电子数相同，Cl－、Br－、I－电子层数依次增多，所以离子半径：Cl－<Br－<I－，故A正确；Al3＋、Mg2＋、Na＋核外电子排布相同，Al3＋、Mg2＋、Na＋核电荷数依次减小，所以离子半径：Al3＋<Mg2＋<Na＋，故B错误；Rb、K、Na最外层电子数相同，Rb、K、Na电子层数依次减少，所以原子半径：Rb>K>Na，故C正确；P、S电子层数相同，核电荷数P<S，所以原子半径：P>S；S、O最外层电子数相同，电子层数S>O，所以原子半径S>O，所以微粒半径：P>S>O，故D正确。]

4．下列微粒半径大小的比较中，正确的是(　　 )

A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－

B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋

C．Na＜Mg＜Al＜S

D．Cs＜Rb＜K＜Na

B　[四种离子核外电子数相同，随着核电荷数的增多，离子半径依次减小，即微粒半径：Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜O2－，A项错误；因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，则S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，再根据“序小径大”的规则，则微粒半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋，B项正确；Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C项错误；Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，D项错误。]

1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是(　　 )

A．化合价

B．原子半径

C．元素的金属性和非金属性

D．相对原子质量

D　[由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。]

2．下列排列顺序不正确的是(　　 )

A．原子半径：钠>硫>氯

B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4

C．最高正化合价：氯>硫>磷

D．热稳定性：碘化氢>溴化氢>氯化氢

D　[钠、磷、硫、氯是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性：Cl>Br>I，所以气态氢化物的热稳定性：HCl>HBr>HI，D项错误。]

3．X、Y两元素是电子层数相同的非金属元素，如果X原子半径比Y的大，下列说法正确的是(　　 )

A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强

B．X的非金属性比Y的强

C．X的阴离子的还原性比Y的阴离子强

D．X的气态氢化物比Y的稳定

C　[X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，X的原子序数比Y的小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X的比Y的弱，X的阴离子的还原性比Y的阴离子强，X的气态氢化物不如Y的稳定。]

4．已知下列原子的半径：

根据以上数据，磷原子的半径可能是(　　 )

A．1.10×10－10 m　　 B．0.80×10－10 m

C．1.20×10－10 m   D．0.70×10－10 m

A　[根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S之间。]

5．结合元素周期律和元素周期表的有关知识，用化学用语回答下列问题：

在第三周期元素及其单质和化合物中，原子半径最小的元素是        ；氧化性最强的单质是         ，还原性最强的单质是         ；最高价氧化物对应水化物中，最强的碱是      ；形成的两性化合物                         、         。

[解析]　同一周期，核电荷数越大，原子半径越小(稀有气体除外) , 第三周期氯元素核电荷数最大，故其原子半径最小；同一周期，从左到右元素非金属性逐渐增强(稀有气体除外) , 氯元素非金属性最强，故单质中Cl2氧化性最强；同一周期，从左到右元素金属性逐渐减弱(稀有气体除外)，第三周期金属性最强的为Na；铝元素形成的两性化合物有Al2O3、Al(OH)3。

[答案]　Cl　Cl2　Na　NaOH　 Al(OH)3　Al2O3