学年高一化学同步人教版必修二讲义第一章 第二节 第二课时 元素周期律 Word版含答案Word格式文档下载.docx
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设空格内的元素为X，则原子半径：
r（B）＞r（X）＞r（A），即B的原子半径大于A的原子半径。
（1）同一周期，从左到右，原子的最外层电子数由1递增至8，呈周期性变化，而第一周期（K层为最外层），则由1递增至2。
（2）同一周期的主族元素，电子层数相同，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引能力越强，原子半径越小。
注意：
原子半径的递变规律是指同一周期第ⅠA族～第ⅦA族之间的变化规律，不包括稀有气体元素的原子半径。
（3）对于主族元素，元素的最高正化合价和主族序数相同（F、O除外），同一周期，自左到右，最高正价由＋1→＋7，负价由－4→－1。
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，磷原子的半径可能是（ ）
A．1.10×
10－10m B．0.80×
10－10m
C．1.20×
10－10mD．0.70×
解析：
选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。
2．某短周期主族元素R的最高化合价与最低化合价的代数和为4，下列判断不正确的是（ ）
A．R一定是第三周期元素
B．R一定是第ⅥA族元素
C．R的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO3
D．R的气态氢化物的化学式为H2R
选C 设R的最高化合价为＋x，则最低化合价为＋x－8，由题意得＋x＋（＋x）－8＝4，x＝6，即R的最高化合价为＋6，应为第ⅥA族元素，B正确；
而短周期元素中，ⅥA族元素中氧元素无最高化合价，故R为S，其最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO4，C错误，A、D正确。
1．钠、镁、铝金属性的递变规律
Na
Mg
Al
判
断
依
据
与水反应
与冷水剧烈反应
与沸水缓慢反应
常温或加热下遇水无明显现象
与酸反应
极为迅速
与酸反
应剧烈
应较快
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
结论
Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱
2.硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律
P
Cl
与氢气化合
高温
磷蒸气与氢气反应
加热
光照或点燃
由易到难的顺序是Cl、S、P、Si
最高价氧化物对应水化物的酸性
H2SiO3：
弱酸
H3PO4：
中强酸
H2SO4：
强酸
HClO4：
酸性：
HClO4>
H2SO4>
H3PO4>
H2SiO3
硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强
3.同周期元素性质递变规律
4．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。
（2）实质
元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
1．如何通过实验证明H3PO4的酸性强于H2SiO3?
向Na2SiO3溶液中加入H3PO4溶液，产生白色浑浊，则证明H3PO4的酸性强于H2SiO3。
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。
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，所以它们氢化物的稳定性顺序为SiH4<
PH3<
H2S<
HCl。
3．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，金属性减弱、非金属性增强的原因。
因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，核电荷数依次增多，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，原子失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，即元素的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
1．同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期
（自左至右）
同主族
（自上而下）
金属性
减弱
增强
非金属性
金属单质与水或酸
置换出H2的难易
由易到难
由难到易
非金属气
态氢化物
形成难易
稳定性
最高价氧化物对应水化物
酸性
碱性
2.元素金属性、非金属性强弱的判断方法
（1）元素金属性强弱的判断方法
比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。
①从原子结构判断：
a．当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。
同主族元素从上到下，金属性逐渐增强。
b．当电子层数相同时，核电荷数越多越难失去电子，金属性越弱。
同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱。
②从单质及其化合物的相关性质判断：
a．金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。
b．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
③根据金属活动性顺序判断：
一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
（2）元素非金属性强弱的判断方法
比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。
a．当电子层数相同时，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强。
同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强。
b．当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱。
同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱。
a．单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
如H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：
F＞Cl。
如稳定性：
HF＞HCl＞HBr＞HI，则非金属性：
F＞Cl＞Br＞I。
b．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
如酸性：
HClO4（高氯酸）＞H2SO4，则非金属性：
Cl＞S。
c．活动性强的非金属单质可以把活动性相对较弱的非金属单质从其盐溶液中置换出来。
如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：
Cl＞Br。
d．非金属的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。
如还原性：
S2－>
Cl－，则非金属性：
Cl>
S。
1．依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是（ ）
A．H3BO3的酸性比H2CO3的强
B．Mg（OH）2的碱性比Be（OH）2的强
C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强
D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数：
R>
M
选B 硼、碳同周期，硼在碳左边，故硼酸酸性弱于碳酸，A项错误；
Mg、Be同主族，镁在下方，Mg（OH）2的碱性强于Be（OH）2，B项正确；
同主族元素从上到下，其氢化物的热稳定性依次减弱，C项错误；
阴阳离子电子层结构相同时，阴离子对应的元素在阳离子对应元素的上一周期，原子序数小些，D项错误。
2．下列事实与推论相符的是（ ）
选项
实验事实
推论
A
H2O的沸点比H2S的沸点高
非金属性：
O>
B
盐酸的酸性比H2SO3的酸性强
C
钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
金属性：
Na>
K
D
HF的热稳定性比HCl的强
F>
选D A项，H2O常温下是液体，H2S常温下是气体，沸点：
H2O>
H2S，但沸点高低是物理性质，与元素的非金属性强弱无关，错误；
B项，盐酸是无氧酸，H2SO3不是最高价含氧酸，即两者都不属于最高价氧化物的水化物，虽然盐酸比H2SO3酸性强，也不能证明非金属性：
S；
C项，元素的金属性越强，其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易，则钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性K>
Na错误；
D项，元素的非金属性越强，其相应氢化物的稳定性越强，热稳定性：
HF>
HCl，则非金属性：
Cl，正确。
粒子半径大小的比较方法
（1）同周期——“序大径小”
①方法：
同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。
②实例：
11～17号元素
r（Na）>
r（Mg）>
r（Al）>
r（Si）>
r（S）>
r（Cl）。
（2）同主族——“序大径大”
同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
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规律——“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－）>
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”
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
r（O2－）>
r（F－）>
r（Na＋）>
r（Mg2＋）>
r（Al3＋）。
1．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<
选B A项，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＋<
Na＋<
O2－，A错误；
C项，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
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