高一化学人教版学案第四章第二节第1课时元素性质的周期性变化规律

第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律一、原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。2．元素原子半径的周期性变化：同周期元素随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。二、元素性质的周期性变化1．元素主要化合价的周期性变化：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7(第二周期＋1→＋5)，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。2．元素金属性与非金属性的周期性变化：①Na、Mg、Al金属性强弱比较Na、Mg、Al的性质结论置换出酸或水中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>AlNa、Mg、Al三种元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较Si、P、S、Cl的性质结论单质与H2化合由易到难的顺序为Cl>S>P>SiSi、P、S、Cl四种元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3随着核电荷数增大，与H2反应越来越容易，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强。③同周期元素性质递变规律三、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．判断下列说法是否正确：(1)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化。(×)提示：第一周期原子最外层电子从1到2。(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(×)提示：第二周期中，O没有最高正价，F没有正价，第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋5。(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。(×)提示：原子失去电子能力越强，金属性越强；原子得电子能力越强，元素的非金属性越强。元素的金属性、非金属性与得失电子的多少没有关系。(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。(×)提示：元素的最高价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。2．教材P103中描述“Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解”，向AlCl3溶液中逐渐加入足量氢氧化钠溶液，会产生什么现象？写出反应的离子方程式。提示：先产生白色絮状沉淀，随着氢氧化钠溶液的继续加入，沉淀逐渐溶解。Al3＋＋3OH－=Al(OH)3↓；Al(OH)3＋OH－=AlOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(2))＋2H2O。3．氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？提示：Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？提示：过量的NaOH溶液。学习任务一元素性质的周期性变化规律1871年，门捷列夫曾预言：在元素周期表中一定存在一种元素，它紧排在锌的后面，处于铝跟铟之间，门捷列夫称之为“类铝”，并预测了它将在酸液和碱液中逐渐溶解，它的氢氧化物必能溶于酸和碱中。1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析闪锌矿时发现了该元素并命名为“镓”。同周期、同主族元素性质的变化规律1．(1)同周期元素从左到右，元素性质的变化存在什么规律？请从原子结构变化的角度解释其原因？提示：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(2)同主族元素从上到下，元素性质的变化存在什么规律？请从原子结构变化的角度解释其原因？提示：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，故金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。2．材料中的铝、镓、铟同在元素周期表中的第ⅢA族，三种元素的金属性规律：铝、镓、铟三种元素的金属性逐渐增强。3．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。提示：元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。随着原子序数的递增，同周期元素非金属性逐渐增强，非金属性顺序为Si<P<S<Cl，所以它们氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。4．试根据非金属性的强弱，比较H3PO4和HNO3的酸性强弱。提示：P和N均为第ⅤA族元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，故N的非金属性强于P的非金属性，根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。同周期、同主族元素性质的变化规律的验证1．Na比Al的金属性强的实验事实有哪些？请列举两个。(1)Na与H2O或酸反应比Al的相同反应容易且剧烈；(2)NaOH的碱性比Al(OH)3的强。2．讨论氯的非金属性比碘强的实验事实有哪些？请指出。提示：(1)Cl2与H2化合比I2与H2化合容易(2)HCl的热稳定性比HI的强(3)HCl的还原性比HI的弱(4)HClO4的酸性比HIO4的强(5)Cl2与HI反应生成I2(6)与Fe反应时Cl2生成FeCl3，I2生成FeI2等1．原子结构与元素性质的周期性变化：内容同周期(从左至右)同主族(从上到下)电子层数相同逐渐递增最外层电子数逐渐增多相同原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)逐渐增大金属单质与水或酸置换出H2的难易易→难难→易最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强逐渐减弱碱性逐渐减弱逐渐增强非金属气态氢化物形成难易难→易易→难稳定性逐渐增强逐渐减弱元素金属性逐渐减弱逐渐增强元素非金属性逐渐增强逐渐减弱2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律：(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。【思考讨论】硫酸的酸性强于次氯酸，据此能否确定非金属性硫大于氯？提示：不能。元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，次氯酸不是氯元素最高价氧化物对应的水化物，故硫酸的酸性强于次氯酸，不能确定非金属性硫大于氯。【典例】下列有关元素周期律的叙述中，正确的是()A．氧化性强弱：F2＜Cl2B．金属性强弱：K＜NaC．酸性强弱：H3PO4＜H2SO4D．碱性强弱：NaOH＜Mg(OH)2【解题指南】解答本题需要注意理解以下两个方面：(1)比较元素金属性与非金属性强弱的方法。(2)元素的非金属性越强，其对应单质的氧化性越强。【解析】选C。同主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐减弱，A、B错误；同周期，从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强，即最高价氧化物的水化物的碱性减弱，酸性增强，C正确，D错误。(1)最高价氧化物水化物的酸性：F＞O。这种说法是否正确？(关键能力—分析与推测)提示：不正确。F元素无正价，O元素无最高正价，均不存在最高价氧化物的水化物。(2)氢化物的稳定性：F＞O。这种说法是否正确？(关键能力—分析与推测)提示：正确。元素的非金属性越强，氢化物越稳定。【规律方法】正确理解金属性、非金属性强弱比较(1)元素的非金属性强，其单质的活泼性不一定强。例如，N的非金属性强于P，但N2的活泼性没有P强。(2)比较金属性、非金属性强弱不能根据其反应中得失电子的数目多少来判断，应该根据得失电子的难易程度判断。(2021·宁波高一检测)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【解析】选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。【拔高题组】1．(2021·天津市北辰区高一检测)不能用元素周期律解释的是()A．酸性HCl>H2S>PH3B．原子半径P>S>ClC．最高正价Cl>S>PD．酸性HClO4>H2SO4>H3PO4【解析】选A。氢化物的酸性与元素在同一周期、同一主族没有递变性和规律性，不能用周期律解释，元素的非金属性与最高价氧化物对应的水化物的酸性有关，故A符合题意；同周期元素从左到右原子半径减小，则原子半径P>S>Cl，可解释，故B不符合题意；Cl、S、P的最外层电子数分别为7、6、5，最高正价为＋7、＋6、＋5，最高正价为Cl>S>P，故C不符合题意；非金属性Cl>S>P，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，酸性强弱顺序是HClO4>H2SO4>H3PO4，故D不符合题意。2．应用元素周期律分析下列推断，其中正确的组合是()①碱金属单质的熔点随原子序数的增大而降低②Cs是第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强③砹(At)是第ⅦA族，其氢化物的稳定性大于HCl④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性⑤第三周期金属元素的最高价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱A．①③⑤B．①②⑤C．②③⑤D．①②④【解析】选B。①从Li到Cs碱金属的熔点逐渐降低，正确；②同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故Cs的金属性强于Na，Cs失电子能力比Na强，正确；③At的非金属性弱于Cl，非金属性越弱，对应气态氢化物的稳定性越弱，错误；④N元素气态氢化物为NH3，溶于水后显碱性，错误；⑤碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，正确。(1)镓是火法冶炼锌过程中的副产品，镓与铝同主族且相邻，下列有关镓和镓的化合物的说法正确的有哪些？A．常温下，Ga可与水剧烈反应放出氢气B．一定条件下，Ga可溶于盐酸和氢氧化钠C．一定条件下，Ga2O3可与NaOH反应生成盐提示：B、C。镓与铝同主族且相邻，化学性质与铝相似。Al与水常温不反应，则常温下，Ga不能与水剧烈反应放出氢气，故A错误；Al与盐酸、NaOH均反应，则一定条件下，Ga可溶于盐酸和氢氧化钠，故B正确；氧化铝与NaOH反应生成盐，则一定条件下，Ga2O3可与NaOH反应生成盐，故C正确。(2)氢氧化镓与氢氧化铝的碱性对比，谁的碱性强？提示：同主族从上到下，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故氢氧化镓的碱性大于氢氧化铝的碱性。学习任务二简单粒子半径的大小比较我们生活在化学世界中，人体和地球一样，都是由各种化学元素组成的，存在于地壳表层的90多种元素均可在人体组织中找到。但它们的含量和作用很不相同，有的是机体营养元素，有的是偶然进入人体的非必需元素。微粒半径的比较1．元素周期表中，同周期或同主族元素原子的半径变化存在什么规律？提示：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。2．如果两种微粒，在元素周期表中不是同周期或同主族，应该如何比较其半径大小？提示：先看电子层数，电子层数越多，半径越大。如电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越大，半径越小。3．根据原子半径变化的规律，原子半径最大的元素在元素周期表的左下角，原子半径最小的元素在元素周期表的右上角，对吗？提示：不正确。原子半径最大的元素在元素周期表的左下角，原子半径最小的元素在元素周期表的左上角(氢原子半径最小)。4．人体中含有丰富的Na、Mg元素，它们在同一周期，其中原子半径较大的为________原子。提示：Na。Na、Mg为同周期元素，从左到右半径渐小。5．比较人体中含有的部分元素的原子或其离子半径大小(用“>”或“<”表示)。(1)Cl＜Br，S＜Si＜Al。(2)O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋。(3)Cl－＞Cl，Mg＞Mg2＋。(4)K＞Mg，S＞F。粒子半径大小的比较——“四同”规律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＋)。【思考讨论】已知下列原子的半径：原子NSOSi半径r/10－10m0.751.020.741.17根据以上数据，磷原子的半径可能是下列数据中的哪一个。A．1.10×10－10mB．0.80×10－10mC．1.20×10－10mD．0.70×10－10m提示：A。N、S、O、Si、P在元素周期表中的位置为原子半径r(Si)>r(P)>r(S)，故磷原子的半径可能是1.10×10－10m。【典例】下列粒子半径大小比较正确的是()A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<SD．Cs<Rb<K<Na【思维建模】解答本类试题的思维流程如下：第一步第二步由类别用规律特别提醒注意有些题不是单纯一种类别，要分段比较，最后综合【解析】选B。4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A错误；Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C错误；Na、K、Rb、Cs同属于第ⅠA族，其原子半径：r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3＋)，r(Na＋)<r(K＋)<r(Cl－)，B项正确。将D项的原子改为其离子，即Cs＋、Rb＋、Na＋、K＋，试比较其半径大小(关键能力—分析与推测)。提示：Cs＋>Rb＋>K＋>Na＋。同主族元素，电子层数越多，半径越大。【规律方法】“三看”法比较简单微粒的半径大小(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般地，电子层数越多，半径越大。(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。下列各组粒子中粒子半径由大到小的是()A．O、Cl、S、PB．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋D．Li、Na、K、Cs【解析】选C。比较粒子半径有以下原则：①同周期从左到右逐渐减小，A项为P>S>Cl，②同主族从上到下逐渐增大，D项为Cs>K>Na>Li，B项为Ba2＋>Ca2＋>Mg2＋，③核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大。C项为K＋>Mg2＋>Al3＋>H＋，故只有C项正确。【加固训练—拔高】1．下列粒子半径大小比较正确的是()A．原子半径：F＞ClB．原子半径：Na＞S＞ClC．离子半径：S2－＜Cl－＜K＋＜Ca2＋D．第3周期元素的离子半径从左到右逐渐减小【解析】选B。F原子与Cl原子最外层电子数相同，随着电子层数的递增原子半径逐渐增大，所以Cl的原子半径大，A项错误；Na、S、Cl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，B项正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，C项错误；第3周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，但阴离子半径大于阳离子半径，D项错误。2．下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为元素核电荷数，Y为元素的有关性质)。把与下面的元素有关性质相符的曲线图的标号填在相应横线上。(1)第ⅡA族元素的最外层电子数：____________。(2)第三周期离子Na＋、Mg2＋、Al3＋、P3－、S2－、Cl－的离子半径：_________。(3)第二、三周期主族元素随原子序数递增，原子半径的变化：______________________