秋化学 必修 第一册 人教版新教材第1课时 元素性质的周期性变化规律.docx

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秋化学必修第一册人教版新教材第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

学业要求

核心素养对接

1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。

2．了解核外电子分层排布的规律。

3．理解元素周期律的内容和实质。

1.通过对核外电子排布规律的学习，提高学生宏观辨识与微观辨析的素养水平。

2．通过元素周期律的学习，培养学生变化观念与平衡思想的素养。

[知识梳理]

知识点一　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

规律：

同周期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

规律：

同周期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。

　　　　　　　　　　　　原因是什么？

知识点二　元素性质的周期性变化

1．元素主要化合价的周期性变化

规律：

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

完成下列离子方程式：

Al（OH）3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

Al（OH）3＋OH－===AlO

＋2H2O

②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较

3．同周期元素性质的递变规律（自左至右）

核电荷数依次增多，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。

因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

知识点三　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的变化。

2．实质：

元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

微判断

（1）原子半径：

Na＞Al。

（　　）

（2）离子半径：

Na＋＞Al3＋。

（　　）

（3）酸性：

HCl＞H3PO4说明Cl的非金属性比P强。

（　　）

（4）Al（OH）3是两性氢氧化物既能和酸反应，又能和强碱反应。

（　　）

答案　

（1）√　

（2）√　（3）×　（4）√

微训练

1．核电荷数为1～18的元素中，下列说法正确的是（　　）

A．最外层只有1个电子的元素一定是金属元素

B．最外层有2个电子的元素一定是金属元素

C．原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素

D．最外层电子数为7的原子，最高正价为＋7

解析　A项中最外层只有1个电子的有H、Li、Na；B项中可以是He、Be、Mg；C项中只能是Be；D项中F无正化合价。

答案　C

2．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，下列数据前者是后者4倍的是（　　）

①电子数　②最外层电子数

③电子层数　④次外层电子数

A．①④　　　B．①③④

C．①②④D．①②③④

答案　A

3．在第三周期元素中，除稀有气体元素外：

（1）原子半径最小的元素是________（填元素符号）。

（2）金属性最强的元素是________（填元素符号）。

（3）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是________（用化学式回答，下同）。

（4）最不稳定的气态氢化物是________。

（5）最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是________。

（6）氧化物具有两性的是________。

答案　

（1）Cl　

（2）Na　（3）HClO4　（4）SiH4　（5）NaOH　（6）Al2O3

微思考

1．如何比较既不同周期也不同主族元素的原子半径大小？

以Si、Ca为例说明。

提示　Mg、Si处于同一周期，Mg的核电荷数小于Si的核电荷数，故Mg的原子半径大于Si的原子半径。

Mg、Ca处于同一主族，原子半径r（Ca）＞r（Mg），故Ca的原子半径大于Si的原子半径，即r（Ca）＞r（Si）。

2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？

以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。

提示　电子层结构相同时，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：

O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

学习任务1　元素性质的周期性变化规律

【情景素材】

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一种新元素，他将新元素命名为镓，并把测得的关于镓的主要性质公布了。

不久，他收到了门捷列夫的来信，门捷列夫在信中指出：

关于镓的比重不应该是4.7，而是5.9～6.0。

当时布瓦博德朗疑惑，他是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？

1876年9月，布瓦博德朗重做了实验，将金属镓提纯重新测定，结果镓的比重确实为5.94（现代值为5.91），这结果使他大为惊奇。

门捷列夫为什么能够做到这一点呢？

这即是元素周期律的应用，请结合元素周期律完成下列讨论：

1．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性依次减弱、非金属性依次增强的原因。

提示　因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，原子半径依次减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。

2．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。

同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：

Si＜P＜S＜Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4＜PH3＜H2S＜HCl。

3．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。

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.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律

（1）电子层数相同（同周期）时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引能力越大，原子半径越小，失电子能力减弱，而得电子能力增强，故随核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（2）最外层电子数相同（同主族）时，电子层数越多，原子半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失电子，元素的金属性越强，非金属性越弱。

【例题】　已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断不正确的是（　　）

A．气态氢化物的稳定性：

HX＞H2Y＞ZH3

B．非金属性：

X＞Y＞Z

C．原子半径：

X＞Y＞Z

D．原子最外层电子数：

X＞Y＞Z

解析　本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故非金属性：

X＞Y＞Z，原子半径：

X＜Y＜Z，气态氢化物的稳定性顺序为：

HX＞H2Y＞ZH3。

答案　C

变式训练　下列有关物质性质的比较不正确的是（　　）

A．氧化性：

Br2＞Cl2

B．酸性：

HClO4＞H3PO4

C．热稳定性：

HCl＞HBr

D．碱性：

NaOH＞Mg（OH）2

解析　Cl和Br位于第ⅦA族且Cl在Br的上方，因此Cl的非金属性大于Br，因此单质的氧化性Cl2＞Br2，气态氢化物的热稳定性HCl＞HBr，故A项错误。

答案　A

学习任务2　（核心素养）微粒半径大小的比较

一、知识要点

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＋）。

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＋）。

二、核心素养

影响微粒半径大小因素⇒培养学生宏观辨识与微观探析素养。

微粒半径大小比较⇒提升学生证据推理与模型认知素养。

【素养解题】

[典例示范]　下列各组粒子，按半径由大到小顺序排列正确的是（　　）

A．Mg、Ca、K、NaB．S2－、Cl－、K＋、Na＋

C．Br－、Br、Cl、SD．Na＋、Al3＋、Cl－、F－

[微粒半径大小比较题目解题模板]

第一步

看选项定类别

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

答案　B

三、对点训练

1．已知下列原子的半径：

原子

N

S

O

Si

半径r/10－10m

0.75

1.02

0.74

1.17

根据以上数据，P原子的半径可能是（　　）

A．1.10×10－10mB．0.80×10－10m

C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m

解析　根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。

答案　A

2．已知两元素A与B的原子序数分别为a、b，且原子半径B＞A，则a与b的相对大小关系是（　　）

A．a一定大于b

B．a一定小于b

C．若元素A、B在同一周期，则a一定大于b

D．若元素A、B不在同一周期，则a一定大于b

解析　根据元素周期律可知，若A、B在同一周期，而原子半径B＞A，所以原子序数a＞b，C正确；若在同一主族中，当原子半径B＞A时，原子序数b＞a，所以两种情况都有可能，A、B、D错误。

答案　C

3．用1～18号元素及其形成化合物的化学式填空。

（1）原子半径最小的元素是________。

（2）除稀有气体外，原子半径最大的元素是________，它的原子结构示意图是________。

（3）与水反应最剧烈的金属是________。

（4）最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是________。

（5）气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是________。

（6）最稳定的气态氢化物是________。

（7）金属性最强的元素是________，非金属性最强的元素是________。

（8）最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是___________________________。

答案　

（1）H　

（2）Na　

　（3）Na　（4）NaOH　（5）N　（6）HF　（7）Na　F　（8）HClO4

[合格练]

1．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是（　　）

①HCl比H2S稳定　②HClO氧化性比H2SO4强

③HClO4酸性比H2SO4强　④Cl2能与H2S反应生成S

⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子

A．②⑤B．①②

C．①②④D．①③⑤

解析　判断元素的非金属性强弱是根据元素的最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱，而不是氧化性强弱，故②不能说明，③能说明；最外层电子数多的非金属性不一定强，如最外层电子数I>O，但非金属性I

答案　A

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

解析　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。

答案　C

3．下列各组的排列顺序中，正确的是（　　）

A．原子半径：

Na

B．酸性：

H2SiO3

C．稳定性：

HF

D．碱性：

NaOH

解析　A项，原子半径：

Na>Mg>Al；C项，稳定性：

HF>HCl>HBr；D项，碱性：

NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3。

答案　B

4．下图是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系图。

则下列说法正确的是（　　）

A．Z、N两种元素的离子半径相比，前者较大

B．N、P两种元素的气态氢化物的稳定性相比，前者较稳定

C．由X与M两种元素组成的化合物不能与任何酸反应，但能与强碱反应

D．Z的氧化物能分别溶解于Y的氢氧化物和P的氢化物的水溶液中

解析　根据原子半径的递变规律，X为O元素，Y为Na元素，Z为Al元素，M为Si元素，N为S元素，P为Cl元素。

离子半径：

S2－>Al3＋；氢化物的稳定性：

H2S

答案　D

5．某元素原子的最外层电子数是次外层的m倍（m为大于1的整数），则该原子的核外电子总数为（　　）

A．2mB．2m＋10

C．2m＋2D．m＋2

解析　按照原子核外电子排布的一般规律，最外层电子数不超过8个，最外层电子数是次外层的m倍，所以次外层电子数<8，即次外层只能为K层，电子数为2，最外层电子数是2m，该原子的核外电子总数为（2m＋2）。

答案　C

6．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是（　　）

A．氢氧化铍[Be（OH）2]的碱性比氢氧化镁弱

B．砹（At2）为有色固体，HAt不稳定

C．硫酸锶（SrSO4）是难溶于水的白色固体

D．硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体

解析　A项，Be和Mg同主族，金属性不如镁的强，故Be（OH）2的碱性比Mg（OH）2弱；B项，卤族元素的单质从上到下，颜色加深，氢化物越来越不稳定；C项，Sr和Ba同主族，化学性质相似，故SrSO4也难溶于水；D项，Se的非金属性不如S强，故H2Se不如H2S稳定。

答案　D

7．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（　　）

A．原子半径：

A>B>D>C

B．原子的最外层电子数目：

A>B>D>C

C．原子序数：

d>c>b>a

D．离子半径：

C2－>D－>B＋>A2＋

解析　A、B、C、D在元素周期表中的位置为

所以原子序数：

a>b>d>c；原子半径：

B>A>C>D；离子半径：

A2＋

D>C>A>B。

答案　D

8．下列粒子半径大小比较正确的是（　　）

A．原子半径：

F＞Cl

B．原子半径：

钠＞硫＞氯

C．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　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错；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，B正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，C错；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错。

答案　B

9．右图为周期表中短周期的一部分。

已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一，下列说法中正确的是（　　）

A.a的最高价氧化物对应水化物有两性

B．b与d组成的化合物不能与水反应

C．c的单质能与强碱反应生成两种盐

D．非金属性：

c>d>b>a

解析　a应为P，所以b为S，d为O，c为Cl。

A项，P的最高价氧化物对应水化物是H3PO4，是中强酸；B项，SO2、SO3均能与水反应；C项，Cl2和NaOH反应可生成NaCl和NaClO两种盐；D项，非金属性应为O>Cl>S>P。

答案　C

10．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。

X的原子半径比Y的小，且X与Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数。

X与W同主族，Z是地壳中含量最高的元素。

下列说法不正确的是（　　）

A．原子半径的大小顺序：

r（W）>r（Y）>r（Z）>r（X）

B．元素Z、W的简单离子的电子层结构相同

C．元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比Z的强

D．X、Y两种元素可形成分别含有10e－和18e－的化合物

解析　根据题意可以推断，Z为O，所以X为H，Y为N，W为Na。

C项，稳定性：

H2O>NH3；D项，NH3为10e－微粒，而N2H4为18e－微粒。

答案　C

11．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：

________。

解析　

（1）第ⅡA族元素的最外层电子数为2，随核电荷数增大，最外层电子数不变，故图B符合。

（2）电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：

Na＋>Mg2＋>Al3＋、P3－>S2－>Cl－，最外层电子数相同，电子层越多，离子半径越大，所以离子半径：

Cl－>Na＋，所以离子半径：

P3－>S2－>Cl－>Na＋>Mg2＋>Al3＋，故图C符合。

（3）同周期主族元素，随原子序数递增原子半径减小，故图D符合。

答案　

（1）B　

（2）C　（3）D

12．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。

A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。

回答以下问题：

（1）四种元素的符号依次是A________；B________；

C________；D________。

它们的原子半径由大到小的顺序是________________。

（2）写出四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式：

________________________________，分别比较酸性或碱性的强弱：

____________________。

（3）写出气态氢化物的分子式：

__________________，比较其稳定性：

________________。

解析　因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是（2＋8）×2＝20，为钙元素。

根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素，B为氯元素，C为钾元素。

答案　

（1）S　Cl　K　Ca　r（K）>r（Ca）>r（S）>r（Cl）

（2）H2SO4、HClO4、KOH、Ca（OH）2　酸性：

HClO4>H2SO4，碱性：

KOH>Ca（OH）2

（3）HCl、H2S　HCl>H2S

[能力练]

13．据有关媒体报道，美国华裔科学家叶军领导一个研究小组成功制造出全球最准确的时钟，两亿年误差不足一秒。

它是一个锶原子钟，比铯原子喷泉钟准确得多，估计将可大大促进不同的电讯网络的发展，将使全球各地的船只导航变得更为准确。

请根据锶、铯在元素周期表中的位置，推断下列内容：

（1）锶元素属于________（填“金属”或“非金属”）元素，金属性比钙元素________（填“强”或“弱”），锶原子的核内质子数为________，原子核外有________个电子层，其原子结构示意图为________________，其原子半径________（填“大于”“小于”或“等于”）镁原子半径；铯的原子核外共有________层电子，最外层电子数为________。

（2）铯与水发生剧烈反应，放出________色气体，同时使滴有紫色石蕊溶液的溶液显________色，因为_________________________________（写出化学方程式）。

（3）碳酸锶是________色粉末，与盐酸反应的离子方程式为__________________________________________________。

解析　根据原子核外电子排布的规律，结合元素周期表的知识可知Sr位于元素周期表的第五周期ⅡA族、Cs位于第六周期ⅠA族。

Cs具有极强的金属性，与水反应生成氢气和氢氧化铯：

2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑。

碳酸锶是难溶于水的白色粉末，易溶于盐酸，反应的离子方程式为SrCO3＋2H＋===Sr2＋＋CO2↑＋H2O。

答案　

（1）金属　强　38　5　

　大于

6　1

（2）无　蓝　2Cs＋2H2O===2CsOH＋H2↑

（3）白　SrCO3＋2H＋===Sr2＋＋CO2↑＋H2O

14．A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。

A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。

B原子核内质子数和中子数相等。

A

C

B

（1）写出A、B、C三元素名称：

________、________、________。

（2）C在元素周期表中的位置是____________________________________。

（3）B的原子结构示意图为________，C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为________＞________（填化学式）。

（4）比较A、C的原子半径：

A________（填“>”或“<”）C，写出A的气态氢化物与A的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：

________________________

__________________________________________________________。

解析　据A、B、C在周期表中的位置可知，A、C处于第二周期，B处于第三周期，设B的原子序数为x，则A为x－9，C为x－7，据题意有x－9＋x－7＝x，则x＝16，即B为S，那么A为N，C为F。

答案　

（1）氮　硫　氟

（2）第二周期ⅦA族

（3）

　HF　H2S

（4）＞　NH3＋HNO3===NH4NO3