鲁科版 (2019)必修 第二册第1章 原子结构 元素周期律第3节 元素周期表的应用第1课时导学案及答案

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第1课时 认识同周期元素性质的递变规律





元素原子得失电子能力的比较





1．判断元素原子失电子能力强弱的间接方法


(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，说明元素原子失电子的能力越强。


(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，说明元素原子失电子的能力越强。


2．判断元素原子得电子能力强弱的间接方法


(1)比较元素的单质与氢气化合的难易程度，以及生成的气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，说明元素原子得电子的能力越强。


(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，说明元素原子得电子的能力越强。





元素金属性和非金属性强弱的判断方法














1．判断正误


(1)很难失电子的原子一定易得到电子。( )


(2)酸性：HCl＞H3PO4，故得电子能力：Cl＞P。( )


(3)碱性：NaOH＞Mg(OH)2，故失电子能力：Na＞Mg。( )


(4)元素原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。( )


(5)热稳定性：NH3＜H2O，故非金属性：N＜O。( )


答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)√


2．现有金属元素A、B、C，B的最高价氧化物的水化物碱性比A的最高价氧化物的水化物碱性强；A可以从C的盐溶液中置换出C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是( )


A．A>B>C B．B>A>C


C．B>C>A D．C>B>A


解析：选B。B的最高价氧化物的水化物碱性比A的最高价氧化物的水化物碱性强，则元素B的金属性比元素A的强；A可以从C的盐溶液中置换出C，则元素A的金属性比元素C的强。


3．下列叙述能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是( )


①HCl的溶解度比H2S大 ②盐酸的酸性比氢硫酸强 ③HCl的稳定性比H2S强 ④HCl的还原性比H2S强


⑤HClO的酸性比H2SO4强 ⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS ⑦Cl2能与H2S反应生成S ⑧在元素周期表中Cl与S同周期且Cl在S的右侧 ⑨还原性：Cl－

A．③④⑤⑦⑧⑨ B．③⑥⑦⑧


C．③⑥⑦⑧⑨ D．①②③④⑤⑥⑦⑧⑨


解析：选C。不能根据氢化物的溶解度、酸性来比较元素原子的得电子能力强弱，①②错误；HCl的稳定性比H2S强，说明Cl元素原子的得电子能力强，③正确；H2S的还原性比HCl强，④错误；比较原子得电子能力的强弱，可比较元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，HClO不是最高价含氧酸，⑤错误；非金属单质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属元素的价态越高，说明非金属元素原子的得电子能力越强，⑥正确；Cl2与H2S反应置换出S，说明Cl2的氧化性强，则Cl元素原子的得电子能力强，⑦正确；同周期元素自左向右，元素得电子能力增强，⑧正确；阴离子的还原性越强，对应元素原子的得电子能力越弱，⑨正确。


认识同周期元素性质的递变规律





1．第3周期元素原子得失电子能力的比较


(1)钠、镁、铝原子失电子能力的比较


(2)硅、磷、硫、氯原子得电子能力的比较


2.同周期主族元素得失电子能力的递变规律


(1)规律：同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。


(2)理论解释


同周期主族元素，从左到右，原子的核外电子层数相同，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。


3．元素周期表中金属元素与非金属元素的分区





分界线附近的元素既能表现出一定的金属元素的性质，又能表现出一定的非金属元素的性质。例如，硅元素属于非金属元素，锗元素属于金属元素，但它们的单质均具有半导体的性质。





同周期主族元素原子结构与性质的递变规律


原子的失电子能力越强，对应单质的还原性越强；原子的得电子能力越强，对应单质的氧化性越强。





1．判断正误


(1)得电子能力：C＞N＞O＞F。( )


(2)失电子能力：Na＞Mg＞Al。( )


(3)稳定性：CH4＞NH3＞H2O＞HF。( )


(4)碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。( )


(5)酸性：H2SiO3＞H3PO4＞H2SO4＞HClO4。( )


答案：(1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)×


2．四种短周期元素在周期表中的位置如图所示。T的最高价氧化物对应的水化物是酸性最强的无机含氧酸。下列推断正确的是( )


A.原子半径：X＜Y＜Z＜T


B．气态氢化物的还原性：Z＜T


C．X的氢氧化物既能与酸反应，又能与碱反应


D．Y和T可以组成多种化合物


解析：选C。由题意可知T为Cl，再根据其他元素在周期表中的位置可以推出Z为S、Y为Si、X为Al。四种元素位于同一周期，电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径大小关系为T＜Z＜Y＜X，A项错误；Z、T分别为S、Cl，它们的非金属性强弱顺序为Cl＞S，非金属性越强，气态氢化物的还原性越弱，所以气态氢化物的还原性强弱关系为Z＞T，B项错误；X为Al，Al(OH)3具有两性，既能与酸反应，又能与碱反应，C项正确；Y和T只能组成四氯化硅，D项错误。


3．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应水化物显碱性，且碱性：B＞A；C、D两种元素对应的简单气态氢化物的稳定性：C＞D；E是这五种元素中形成的简单离子中半径最小的元素。则它们的原子序数由小到大的顺序是( )


A．B＜A＜C＜D＜E B．A＜E＜B＜C＜D


C．E＜B＜A＜C＜D D．B＜A＜E＜D＜C


解析：选D。因A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应水化物显碱性，且碱性：B＞A，则金属性：B＞A；C、D两种元素对应简单气态氢化物的稳定性：C＞D，则非金属性：C＞D；由同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强，则A、B、C、D的原子序数由小到大的顺序为B＜A＜D＜C；E是这五种元素中形成的简单离子中半径最小的元素，A、B、E均为金属元素，离子具有相同的电子排布，根据离子半径的比较规律：“序大径小”，则三者中E的原子序数最大；故这五种元素的原子序数由小到大的顺序为B＜A＜E＜D＜C。


课程标准
核心素养
1.以第3周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律。


2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。


3.通过“第3周期元素原子得失电子能力的比较”的探究，培养设计实验和实验操作的能力。
1.宏观辨识与微观探析


建立原子结构、元素性质与物质性质之间的认识模型。


2.证据推理与模型认知


构建“位”“构”“性”关系认识模型，发展对元素及其化合物化学性质的认识模型。


3.科学探究与创新意识


形成实验探究元素性质递变规律、比较物质性质的思路，提高基于理论进行预测、提出假设的能力和基于实验事实概括、推理得出结论的能力。
元素
Na
Mg
Al
单质


与水


反应
与冷水剧烈反应
与冷水不反应，与沸水缓慢反应
与冷水、沸水均不反应
单质


与盐酸


反应
反应非常剧烈，放出大量气泡
反应剧烈，放出大量气泡
反应较剧烈，缓慢放出气泡
eq \(――→,\s\up7(与酸（或水）反应置换出氢气越来越难))
最高价


氧化物


对应水


化物的


碱性
NaOH


强碱
Mg(OH)2


中强碱
Al(OH)3


两性氢


氧化物
eq \(――→,\s\up7(碱性逐渐减弱))
结论
eq \(――→,\s\up7(Na Mg Al),\s\d5(失电子能力逐渐减弱))
元素
Si
P
S
Cl
单质与


H2化合


条件
高温
较高温度
加热
点燃


或光照
eq \(――→,\s\up7(与H2化合越来越容易))
气态氢


化物的


稳定性
SiH4


很不稳定
PH3


不稳定
H2S


较不稳定
HCl


稳定
eq \(――→,\s\up7(稳定性越来越强),\s\d5())
最高价


氧化物


对应水


化物的


酸性
H2 SiO3


弱酸
H 3PO4


中强酸
H2 SO4


强酸
HClO4


最强无机


含氧酸
eq \(――→,\s\up7(酸性逐渐增强),\s\d5())
结论
eq \(――→,\s\up7(Si P S Cl),\s\d5(得电子能力逐渐增强))
项目
同周期(从左到右，稀有气体元素除外)
最外层电子数
1→7(第1周期除外)
主要化合价
最高正价＋1→＋7(O、F除外)，


最低负价－4→－1
原子半径
逐渐减小
原子得失


电子能力
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
单质的氧化


性、还原性
还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强
元素的金属性


和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
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
气态氢化物
生成由难到易，稳定性由弱到强
X
Y
Z
T
课堂小结