人教版 (2019)必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律第1课时学案

这是一份人教版 (2019)必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律第1课时学案，共9页。学案主要包含了元素的原子核外电子排布，探究第三周期元素性质的递变规律，元素周期律等内容，欢迎下载使用。

第1课时 元素性质的周期性变化规律


目标与素养：1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。(宏观辨识与微观探析)2.理解元素周期律的内容和实质。(宏观辨识与微观探析)








一、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．原子结构的变化规律


2.原子半径的变化规律


3.元素主要化合价的变化规律


二、探究第三周期元素性质的递变规律


1．钠、镁、铝的性质比较


2.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律


3.结论


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


三、元素周期律


1．内容：元素的性质随着原子序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呈现周期性的变化的必然结果。





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；碱性越强，金属性越强( )


[答案] (1)× (2)× (3)× (4)×


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





1.金属性强弱的判断依据


(1)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。


(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、溴的非金属性强弱，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，无法比较二者的金属性强弱，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的金属性强弱，D项正确。]


2．下列事实不能作为实验判断依据的是( )


A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱


B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中，不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱


C．酸性：H2CO3＜H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱


D．Br2与I2分别与足量的H2反应，判断溴与碘的非金属性强弱


B [A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合，根据非金属单质与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。]








1．同周期——“序大径小”


(1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。


(2)举例：第三周期中：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。


2．同主族——“序大径大”


(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。


(2)举例：碱金属：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。


3．同元素


(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。


某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。


(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。


带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。


4．同结构——“序大径小”


(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。


(2)举例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。





所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较rMg2＋与rK＋可选rNa＋为参照，可知rK＋＞rNa＋＞rMg2＋。








3．下列各组微粒半径比较，错误的是( )


A．Cl－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－K>Na，故C正确；P、S电子层数相同，核电荷数PS；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；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；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。]





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、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两是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说元素法正确的是( )


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的阴离子比Y的阴离子还原性强


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，原子序数X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比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，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：


(1)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________、________。


(2)卤族元素氢化物中最稳定的是________，还原性最强的是________，请总结同周期、同主族元素性质递变规律是


_____________________________________________________。


[解析] (1)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Cl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) , Cl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。(2)卤族元素，从上到下，原子半径依次增大，原子核对最外层的电子的吸引能力逐渐减弱，在其形成的气态氢化物中，卤族元素的原子对氢原子的吸引能力依次减小，所以卤族元素形成的氢化物的热稳定性依次减弱，所以热稳定性：HF>HCl>HBr>HI；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。


[答案] (1) Cl Cl2 Na NaOH Al(OH)3 Al2O3


(2)HF HI 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱





原子序数
电子层数
最外层电子数
达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
1
1→2
2
3～10
2
1→8
8
11～18
3
1→8
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
3～10号元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
原子半径/pm
152
89
82
77
75
74
71
－



逐渐减小
11～18号元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子半径/pm
186
160
143
117
110
102
99
－
变化趋势



逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
原子序数
主要化合价的变化
1～2
＋1―→0
3～10
＋1―→＋5 －4―→－1―→0
11～18
＋1―→＋7 －4―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
单质
单质与水(或


酸)的反应现象
化学方程式
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
Na
与冷水剧烈反应，放出氢气
2Na＋2H2O===


2NaOH＋H2↑
NaOH强碱
Mg
与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气
Mg＋2H2O eq \(=====,\s\up14(△))


Mg(OH)2＋H2↑；


Mg＋2HCl===


MgCl2＋H2↑
Mg(OH)2中强碱
Al
与酸迅速反应，放出氢气
2Al＋6HCl===


2AlCl3＋3H2↑
Al(OH)3两性氢氧化物
结论：(1)金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al；


(2)随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强
单质
Si
P
S
Cl
最高正价
＋4
＋5
＋6
＋7
最低负价
－4
－3
－2
－1
最高价氧化物对应的水化物
H2SiO3


弱酸
H3PO4


中强酸
H2SO4


强酸
HClO4强酸(酸性比硫酸强)
酸性强弱
元素的金属性、非金属性强弱判断规律
选项
实验操作
实验目的
A
Cl2、Br2分别与H2反应
比较氯、溴的非金属性强弱
B
向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3
比较镁、铝的金属性强弱
C
测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH
比较碳、硫的非金属性强弱
D
Fe、Cu分别放入盐酸中
比较铁、铜的金属性强弱
粒子半径大小的比较——“四同”规律
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17