高中化学人教版 (2019)必修 第一册实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变优质课件ppt

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1.通过重点知识回顾，结合实验探究，加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。 2.通过典型问题讨论，核心知识深度理解及应用，进一步体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。 3.通过讨论交流，强化概念的理解，培养运用比较、归纳等方法对信息进行加工及数据处理的能力，促进证据推理与模型认知、科学探究与创新意识等学科核心素养的形成。
前面通过我们对最典型的金属元素（碱金属）、最典型的非金属元素（卤族元素）的学习可知：同一 主族元素，随着元素原子序数的 逐渐递增，原子核对外层电子的 吸引力逐渐减弱，元素的金属性 逐渐增强，而非金属性逐渐减弱， 同周期元素从左到右，元素的金 属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，且呈周期性变化，本节课我们将在了解同周期、同主族元素性质的递变规律的基础上，进一步认识和理解同周期、同主族元素性质的递变性，并通过实验来进行验证。
活动一、同周期、同主族元素性质的递变
任务一、讨论交流：同主族元素性质有哪些变化规律？并填写下表内容：
阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r（阴离子）＞r（阳离子）
最高正化合价由＋1→＋7（O、F除外）负化合价＝－（8－主族序数）
相同，最高正化合价＝主族序数（O、F除外）
金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强
阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强
碱性逐渐减弱酸性逐渐增强
碱性逐渐增强酸性逐渐减弱
任务二、方法探究：根据结构决定性质，性质反映结构的思想，思考推测元素在周期表中的位置有哪些重要方法？
①学习元素周期表之后，我们掌握了一种研究物质的重要思想，即“结构决定位置，结构决定性质”，若能够确定未知元素在周期表中的位置，就可以确定它的结构和性质。
②由原子序数推测周期数和族序数的方法：对于长周期的元素，用原子序数减去比它小且临近的稀有气体的原子序数，即为该元素所在的纵列数(如果得到的数值大于18，再减去14即为该元素所在的纵列数)。由纵列数与族数的对应关系可推出族数；被减的那个稀有气体所在的周期数加上1，即为该元素所在的周期数。
③推测相邻元素的原子序数的方法：
a.同一周期，根据是否存在副族元素，ⅡA、ⅢA族元素原子序数差可能为1、11、25。
b.同一主族，相邻元素原子序数差可能为2、8、18、32。
具体规律：在ⅠA、ⅡA族，同主族相邻元素原子序数差等于原子序数小的元素所在周期的元素种数。其他族(包含过渡元素和ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族元素)，同族相邻元素原子序数差等于原子序数大的元素所在周期的元素种数。
【典例1】能用于比较硫、氯两种元素非金属性强弱的是（　　） A．熔点：S＞Cl2 B．酸性：HClO4＞H2SO4 C．相对原子质量：Cl＞S D．氧化性：HClO＞H2SO3
【解析】A．单质的沸点属于物理性质，与元素的非金属性无关，不能判断非金属性强弱，故A错误；B．最高价氧化物对应的水化物酸性越强，其元素的非金属性越强，可以判断非金属性强弱，故B正确；C．相对原子质量不能判断元素非金属强弱，故C错误；D．HClO、H2SO3的氧化性强弱不能比较Cl、S元素非金属性强弱，故D错误。故选：B。
【典例2】下列说法不正确的是（　　） A．ⅠA族元素的金属性一定比ⅡA族元素的金属性强 B．锗和硅都可用作半导体材料 C．同周期主族元素（除零族元素）的原子半径从左到右逐渐减小 D．1ml气态氢化物断键所需能量由大到小：HF＞HCl＞HBr＞HI
【解析】同周期ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强，不是同周期无此规律，如Ca比Na的金属性强，A错误；锗和硅均位于金属与非金属的交界处，则都可用作半导体材料，B正确；同周期从左向右电子层相同，质子数增大，则同周期主族元素（除零族元素）的原子半径从左到右逐渐减小，C正确；非金属性越强，对应氢化物越稳定，则断裂化学键吸收的能量越大，即1ml气态氢化物断键所需能量由大到小：HF＞HCl＞HBr＞HI，D正确。
活动二、探究元素“位、构、性”之间的关系
任务一、判断元素金属性、非金属性强弱的方法有哪些？
元素金属性强弱的判断方法
最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强；电子层数相同，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。
一般，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。
离子的氧化性越强，对应金属元素的金属性越弱。
元素非金属性强弱的判断方法
单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
电子层数相同，核电荷数越多，非金属性越强；当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
阴离子还原性越强，元素的非金属性越弱。
【温馨提示】金属性和非金属性强弱比较，关键是比较原子失去和得到电子的 难易，而不是失去或得到电子数目的多少。
非金属性强的单质置换弱的单质
任务二、讨论交流：元素的“位置、结构、性质”之间有何关系及其应用?
1.元素的原子结构、其在周期表中的位置及元素的性质(位、构、性)三者之间的关系可用下图表示：
2.应用“位置、结构、性质”三者的关系突破元素推断的方法：
a.电子层数＝周期序数; b.最外层电子数＝主族序数;c.主族元素的最高正价＝族序数(O、F除外); d.最低负价＝主族序数－8;e.同族上下相邻元素原子序数的关系分别是相差2、8、18、32等各种情况;f.同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素原子序数差值有1、11、25等情况;g.稀有气体元素原子序数分别为2、10、18、36、54、86和所在周期分别在一到六周期;
①根据元素的原子序数推断：
②根据元素的化合价推断：
a.最高正价+|最低负价|=8的元素，当正、负化合价的绝对值之差为0、2、4、6时，所在的主族依次是第ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。b.最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素：H、C、Si。c.最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。d.最高正价不等于族序数的短周期元素：O、F（无正价）
③根据族序数与周期序数的关系（20号以类元素）推断：
a.主族序数与周期序数相同的元素有：H、Be、Al。b.主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。c.周期序数是主族序数2倍的元素有：Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素 有Na。d.最高正价不等于族序数的短周期元素：O、F（无正价）。
④根据原子结构的特殊性（前18号元素）推断：
a.最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar；最外层电子数是次外层电 子数2倍的元素是C；最外层电子数是次外层3倍的元素是O；最外层电子数是 次外层电子数1/2的元素有：Li、Si。b.最外层电子数与次外层电子数之差的绝对值等于电子层数的元素是：C、P。c.最外层电子数是内层电子总数1/2的元素有：Li、P。d.某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第三周期。e.电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同一周期，电性不同，阳离子 位于阴离子的下一周期。
【典例1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ） A．非金属性：Cl＞S B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 C．酸性：HNO3>H2CO3 D．金属性：K>Na>Li
【解析】A．周期元素从左到右，非金属性依次减弱，则非金属性：Cl＞S，能用元素周期律解释，A错误；B．碳酸氢盐易分解，碳酸盐难分解，所以热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，不能用元素周期律解释，B正确；C．元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性：N＞C，则酸性：HNO3>H2CO3，能用元素周期律解释，C错误；D．周期元素从上到下，金属性依次增强，则金属性：K>Na>Li，能用元素周期律解释，D错误；故选B。
【典例2】短周期的主族元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置 如表所示，下列有关说法正确的是（ 　） A．X的简单氢化物有可能与Z、W的氢化物反应 B．Y的单质、氧化物均只能与强碱反应，不能与酸反应 C．Z的最高价氧化物对应的水化物一定是强酸 D．X、Y、Z、W四种元素中可能有两种为金属元素
【解析】A.由分析可知X可为N元素，对应氢化物为氨气，可与氯化氢、硫化氢等反应，故A正确；B.Y可为Al，对应的氧化物为氧化铝，为两性氧化物，可与强碱、强酸溶液反应，故B错误；C.如Z为P元素，则对应的最高价氧化物对应的水化物为中强酸，故C错误；D.如Y为Si，则X为N、Z为O、W为Cl，都为非金属性，如Y为Al，则X为C、Z为P、W为S，有一种金属，故D错误；故选：A。
实验探究同周期、同主族元素性质的递变
【实验目的】 1．加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。 2．体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要 作用。 【实验用品】 试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、 镊子、砂纸、火柴。 镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl2溶液、 AlCl3溶液、1 ml·L－1NaOH溶液、酚酞溶液。
活动一、实验探究同主族元素性质的递变性
任务一：按照下面实验步骤完成相关实验，观察实验现象，思考实验原理是什么？
【实验步骤】在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制的氯水。
【实验现象】滴入浅黄绿色的氯水后，NaBr溶液呈橙色，NaI溶液呈褐色。
化学方程式：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2，2NaI＋Cl2===2NaCl＋I2。
任务二：按照下面实验步骤完成相关实验，观察实验现象，分析实验原理，由此可以得到什么结论？
【实验步骤】在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI溶液中滴入3滴溴水。
【实验现象】NaI溶液由无色变为褐色，溴水颜色未变。
化学方程式：2NaI＋Br2===2NaBr＋I2。
【结论】卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2。卤族元素的非金属性：Cl>Br>I。
【典例1】根据元素周期律分析，下列推断正确的是（ ） A．砹(At)是第ⅥA族元素，砹化银是可溶于水的白色沉淀 B．由HClO4可类推出氟元素也存在HFO4 C．硒是第ⅥA族元素，硒化氢是无色、有毒、比硫化氢稳定的气体D．在氧气中燃烧，钾的燃烧产物比钠的燃烧产物更复杂
【解析】A．At位于ⅦA族元素，根据同主族元素性质具有相似性和递变性，砹化银是难溶于水的有色沉淀，故A错误；B．氟元素没有正价，不存在HFO4，故B错误；C．硒位于ⅥA族元素，硒的非金属性比硫的非金属性弱，因此硒化氢的不如硫化氢稳定，故C错误；D．钾比钠活泼，且两者均属于非常活泼的金属单质，钾在氧气中燃烧得到产物比钠燃烧产物复杂，故D正确；答案为D。
【典例2】应用元素周期律可预测我们不知道的一些元素及其化合物 的性质，下列预测正确的是（ ）①Be的氧化物的水化物可能具有两性②Tl能与盐酸和NaOH溶液反应均产生氢气③At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱⑤SrSO4可能是难溶于水的白色固体⑥H2Se无色，有毒，比H2S稳定A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤
【解析】①氢氧化铝是两性氢氧化物，由对角线规则可知，与铝元素处于对角线位置的铍元素的氢氧化物氢氧化铍也是两性氢氧化物，也具有两性，故正确；②铊为ⅢA族元素，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，则铊的金属性强于铝元素，所以能与盐酸反应产生氢气，但不与氢氧化钠溶液反应，故错误；③从上到下卤族元素单质的颜色依次加深，不溶于稀硝酸的卤化银的溶解度依次减小，碘为紫色固体、碘化银不溶于水也不溶于稀硝酸，则砹单质为有色固体，砹化银不溶于水也不溶于稀硝酸，故正确；④金属锂在氧气中剧烈燃烧只能生成氧化锂，不能生成过氧化锂，故错误；⑤从上到下IIA族元素硫酸盐的溶解度依次减小，硫酸钡是不溶于水的白色固体，则硫酸锶是难溶于水的白色固体，故正确；⑥同主族元素，从上到下非金属性逐渐减弱，氢化物稳定性逐渐减弱，则硒化氢的稳定性弱于硫化氢，故错误；①③⑤正确，选C。
活动二、实验探究同周期元素性质的递变性
任务一：按照下面实验步骤完成钠、镁分别与水反应的实验，观察实验现象，分析实验原理，由此可以得到什么结论？
【实验步骤①】向盛有冷水的烧杯中加入一块绿豆粒大小的钠块， 用砂纸打磨掉镁条表面的氧化物，向盛有冷水的试管中加入一小 块已用砂纸打磨好的镁条，并分别滴入3滴酚酞溶液，观察现象。
【实验现象】加入钠的烧杯中钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出响 声，溶液变红色，加入镁的试管内镁条表面产生少量气泡，镁条周围溶液颜色 无明显变化。
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑、Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑。
【实验步骤②】向一支试管加入少量冷水，并加入一小块已用砂纸 打磨好的镁条，用酒精灯加热至沸腾，滴入3滴酚酞溶液，然后观 察现象。
【实验现象】镁条上有很多的无色气泡冒出，溶液颜色变为浅红色。
化学方程式：Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑。
【结论】与水反应的剧烈程度：Na>Mg，金属性：Na>Mg。镁与热水反应速 率比冷水快。
任务二：按照下面实验步骤完成可溶性镁盐和可溶性铝盐分别与NaOH溶液反应的实验，观察实验现象，分析实验原理，由此可以得到什么结论？
【实验步骤①】向两支试管中分别加入少量MgCl2溶液，分别加入足量 稀氨水，然后再分别逐滴滴加1 ml·L－1 NaOH溶液和稀盐酸直至过量， 观察现象。
【实验现象】两支试管加入足量稀氨水均产生白色沉淀。再加入1 ml·L－1 NaOH 溶液，沉淀不溶解，而加入稀盐酸沉淀溶解。
化学方程式：MgCl2＋2NH3·H2O==Mg(OH)2↓＋2NH4Cl， Mg(OH)2↓＋2HCl==MgCl2+2H2O。
【实验步骤②】向另两支试管中加入少量AlCl3溶液，分别加入足量稀氨 水，然后再分别逐滴滴加1 ml·L－1 NaOH溶液和稀盐酸直至过量，观察 现象。
【实验现象】两支试管加入足量稀氨水均产生白色沉淀，再分别逐滴滴 加1 ml·L－1 NaOH溶液和稀盐酸后白色沉淀均溶解。
化学方程式：AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl， Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]， Al(OH)3＋3HCl===AlCl3+3H2O。
【结论】Mg(OH)2不溶于NaOH溶液；Al(OH)3溶于NaOH溶液，显两性， 碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3；金属性：Mg>Al。
综合以上实验可得出：同一主族元素，从上到下，随着原子序数的增加，非金属性逐渐减弱，相应的金属性逐渐增强。 同一周期元素，从左至右，随着原子序数的增加，金属性逐渐减弱，相应的非金属性逐渐增强。
任务三、问题探究：根据上述实验现象、原理及结论，结合所学知识回答下列问题。
①实验中所用氯水为什么要用新制的？
【答案】氯水中存在Cl2＋H2O＝HCl＋HClO的反应，氯水久置随着HClO的分解， 会使更多的Cl2与水反应，最终久置的氯水会变为稀盐酸，没有氯气分子。
②通过本实验活动，你对原子结构与元素性质的关系及元素周期律(表)有什么新的认识？
【答案】原子结构决定元素性质和元素在周期表中的位置，同周期或同主族元素的性质呈现周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果。
③为了比较氯与碳元素的非金属性强弱，可否用盐酸与碳酸钠反应生成了二氧化碳，得出非金属性氯大于碳？原因是什么？
【答案】否，比较非金属性强弱应该比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱， 而盐酸是HCl的水溶液，不是氯元素的最高价氧化物对应水化物的水溶液。
【温馨提示】同周期、同主族原子结构及性质递变的原因：
①同周期元素，原子的电子层数相同，但核电荷数递增，原子核对外层电子的引 力增大，原子半径减小，是电子能力减弱，而得电子能力增强。故同周期元素，自左至右金属性逐渐减弱，非金属性增强；②同主族元素，原子的最外层电子数相同，但电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子数的引力减小，得电子能力减弱，失电子能力增强。故同主族元素，自上而下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【典例1】已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是(　　) A．钡与水反应不如钠与水反应剧烈 B．钡可以从KCl溶液中置换出钾 C．氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋ D．碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH
【解析】A中由于钡的活动性比钠强，所以钡与水反应比钠与水反应更剧烈，故A错；B中钡的活动性不如钾且其先与水发生反应，故不能置换出钾，故B错；C中由于金属性：K>Ba>Na，所以氧化性为Na＋>Ba2＋>K＋，故C错；D中元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故KOH>Ba(OH)2>NaOH，D正确。
【典例2】如图所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四 种元素原子的最外层电子数之和为22。下列说法正确的是(　　) A．X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高 B．由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键 C．T元素的氢化物的沸点一定高于同主族元素其他元素的氢化物的 沸点 D．T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4
【解析】设Y原子的最外层电子数为x，根据表中的位置可得(x－1)＋(x－2)＋x＋(x＋1)＝22，解得x＝6，且W、X、Y、Z均为短周期元素，故Y为O，X为N，W为Si，Z为Cl，与W同主族的T为Ge。H2O和NH3分子间均能形成氢键，而HCl分子间不能形成氢键，故HCl的沸点最低，A错误；由N、O和H三种元素形成的化合物可以是NH4NO3，而NH4NO3中既有共价键又有离子键，B错误；与Ge同主族的碳元素形成的氢化物可以是碳原子数不同的烃类，故Ge的氢化物的沸点不一定高于碳的氢化物，C错误；Ge位于元素周期表中金属元素与非金属元素的分界线附近，其单质具有半导体特性，Ge最高价为＋4价，与氯元素可形成化合物GeCl4，D正确。
1．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是（ ） A．透明陶瓷材料硒化锌是由主族元素和副族元素形成的化合物 B．元素的性质随着相对原子质量的增加而呈周期性变化 C．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质也完全相同 D．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐减弱
【解析】A．硒是VIA族元素，而锌是IIB族元素，所以硒化锌是由主族元素和副族元素形成的化合物，故A正确；B．元素的性质随着核外电子排布的周期性变化而呈周期性的变化，故B错误；C．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质相似，并具有递变性，不完全相同，故C错误；D．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强，故D错误；故选：A。
2．电子层数相同的X、Y、Z三种元素，原子序数都小于18，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断错误的是（ ）A．原子半径：X>Y>ZB．气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3C．非金属性：X>Y>ZD．阴离子的还原性：Z3->Y2->X-
【解析】电子层数相同的三种元素X、Y、Z位于同一周期，已知最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，则X、Y、Z分别位于第ⅦA、ⅥA、ⅤA族，在周期表中从左向右的相对位置依次是Z、Y、X，据此分析作答。A．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径：XH2Y>ZH3，B正确；C．同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，所以非金属性：Z3．根据元素周期表和元素周期律，下列说法不正确的是（ ）A．与Be的化学性质最接近的元素为AlB．C、N、O元素形成的氢化物的稳定性依次增强C．Na的金属性强于Cu，所以Na可以置换出CuSO4中的CuD．同周期主族金属元素的化合价越高，其原子的失电子能力会越弱
【解析】Be与Al符合对角线规则，Be的化学性质最接近的元素为Al，故A正确；C、N、O元素的非金属性依次增强，形成的最简单氢化物的稳定性依次增强，故B错误；Na的金属性强于Cu，Na不能置换出硫酸铜溶液中的Cu，但是Na可以置换出熔融CuSO4中的Cu ，故C正确；同周期金属元素的化合价越高，越难失去电子，如第三周期中，Na比Al容易失去电子，故D正确。
4．下列事实能作为对应判断依据的是（ ）A．锌和钾分别投入CuCl2溶液中，锌能置换出铜，钾不能，判断金属 活动性：Zn>KB．SiO2为酸性氧化物，判断SiO2不能与任何酸发生反应C．酸性：H3PO4>HClO，判断磷的非金属性强于氯D．根据反应2F2+2H2O=4HF+O2，判断非金属性：F>O
【解析】A．钾单质会与水反应，生成氢氧化钾和氢气，生成的氢氧化钾与氯化铜反应生成氢氧化铜，A错误；B．二氧化硅可与氢氟酸反应，B错误；C．次氯酸不是氯的最高价含氧酸，C错误；D．氧化性，氧化剂＞氧化产物，D正确；故答案为：D。
元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期、同主族元素性质的递变
元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
活泼金属（或非金属）单质置换比它不活泼的金属（或非金属）单质。
单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强。