高中化学第1章原子结构与元素周期律第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律讲义素养练鲁科版必修2.docx
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高中化学第1章原子结构与元素周期律第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律讲义素养练鲁科版必修2
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
[目标导航] 1.以第3周期为例，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.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。
4.初步学会利用元素周期表。
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较
1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
钠、镁、铝与水的反应
钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象
钠与冷水反应，反应方程式：
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O
Mg（OH）2＋H2↑；铝与水不反应
镁和铝与酸的反应
两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快
镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
比较NaOH、Mg（OH）2的碱性强弱
加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解
碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3
比较NaOH、Al（OH）3的碱性强弱
加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解
结论
钠、镁、铝元素原子失去电子能力：
Na>Mg>Al
2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较
元素
Si
P
S
Cl
单质与H2反应条件
高温、生成少量化合物
磷蒸气与H2能反应
需加热
光照或点燃、剧烈反应
单质与H2化合的难易
由难到易
气态氢化物
化学式
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性
很不稳定
不稳定
较稳定
很稳定
由弱到强
最高价
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物的水化物
化学式
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
酸性
弱酸
中强酸
强酸
强于硫酸
由弱到强
结论
硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：
Si＜P＜S＜Cl
【议一议】
1.元素原子得（失）电子数目越多，得（失）电子能力越强吗？
答案 不一定，元素原子得（失）电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。
2.所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？
答案 不一定，氧元素和氟元素没有。
3.“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？
答案 不正确。
同一周期，随着原子序数的递增，非金属元素最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）酸性逐渐增强，但低价含氧酸（如HClO）不符合此规律。
二、同周期元素原子得失电子能力的变化规律
1.规律
同周期从左到右，元素原子失电子能力减弱，得电子能力增强。
2.原因
在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
议一议
1.难失电子的原子，得电子一定容易吗？
答案 不一定，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。
2.同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？
以第3周期元素的离子半径说明。
答案 不是。
如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r（P3－）>
r（S2－）>r（Cl－）>r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋）。
一、同周期元素原子结构与性质的递变规律
内容
同周期（左→右）
原子结构
电子层数
相同
最外层电子数
1→8个（第1周期1→2）
原子半径
逐渐减小
元素性质
原子得电子能力
逐渐增强
原子失电子能力
逐渐减弱
元素的金属性
逐渐减弱
元素的非金属性
逐渐增强
金属单质还原性
逐渐减弱
非金属单质氧化性
逐渐增强
元素的主
要化合价
最高正价
由＋1→＋7（O、F除外）
最低负价
由－4→－1
非金属气
态氢化物
形成
难→易
稳定性
逐渐增强
还原性
逐渐减弱
最高价氧
化物的水
化物
酸性
逐渐增强
碱性
逐渐减弱
金属阳离子氧化性
逐渐增强
非金属阴离子还原性
逐渐减弱
【易错提醒】
（1）相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。
（2）根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。
（3）在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律与元素非金属性的变化规律不一致。
其规律是：
左弱右强，上弱下强。
如非金属性：
S＜Cl，酸性：
氢硫酸<盐酸；非金属性：
F>Cl，而酸性：
氢氟酸（HF）<盐酸。
（4）氟无正价，氧没有最高正价。
如：
①根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7价；②元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价。
①②两种说法均不正确。
（5）同周期从左到右，金属单质的还原性、非金属阴离子的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性、金属阳离子的氧化性逐渐增强。
【例1】 同一短周期的元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述正确的是（ ）
A.单质的化学活泼性：
WB.原子最外层电子数：
WC.单质的氧化能力：
WD.元素的最高正化合价：
W解析 同一短周期的元素原子，从左至右最外层电子数依次增大，B项正确；若Z为0族元素，则Z的单质最不活泼且氧化能力最低，A、C项错误：
若Z为F，F无正价，D项错误。
答案 B
【方法思路】
（1）解此类题的技巧方法
（2）注意充要条件的使用
变式训练1 根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是（ ）
A.ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
B.ⅠA族金属元素是同周期中金属性最强的元素
C.第2周期元素从左到右，最高正化合价从＋1递增到＋7
D.第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
答案 B
解析 比较元素性质时没有指明同周期，A不正确；同周期元素的金属性从左到右逐渐减弱，故ⅠA族金属元素是同周期中金属性最强的元素，B项正确；第2周期元素中，O元素无＋6价、F元素没有正价，则第2周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋5，C不正确；没有指明最高价含氧酸的酸性，D不正确。
【易错提醒】 解答同周期元素性质变化规律题时要慎防试题中常设置的一些“陷阱”。
（1）比较含氧酸的酸性时不指明最高价。
如本题D项。
（2）比较酸性时把无氧酸当成最高价含氧酸。
如：
从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属递增的规律（不正确）。
（3）比较元素性质时不指明同周期或同主族。
如本题A选项。
（4）比较元素最高正价时忽略特殊元素F和O。
如：
本题C项。
二、元素原子得失电子能力强弱的比较
1.元素金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越大（电子层数越多），最外层电子数越少，元素的金属性越强
金属单质与水（或酸）反应置换氢的难易
越易置换出H2，元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性
碱性越强，元素的金属性越强
金属与盐溶液的置换反应
若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B
金属单质的还原性（或金属阳离子的氧化性）
一般单质的还原性越强（或金属阳离子的氧化性越弱），元素的金属性越强
单质与同种非金属反应的难易
单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋S
FeS，2Na＋S===Na2S，知金属性：
Na>Fe
金属性强弱顺序
一般金属的位置越靠前（极少数例外），金属元素的金属性越强
2.元素非金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越小（电子层数越少），最外层电子数越多，元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易（氢化物的稳定性）
单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物水化物的酸性
酸性越强，其对应元素的非金属性越强
非金属与盐溶液的置换反应
若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素
单质的氧化性（或非金属阴离子的还原性）
一般单质氧化性越强（或非金属阴离子的还原性越弱），对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易
单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2
CuCl2，2Cu＋S
Cu2S，知非金属性：
Cl>S
非金属性强弱顺序
按F、Cl、Br、I顺序，元素的非金属性减弱
【关键提醒】
（1）决定元素非金属（金属）性强弱的是元素原子得（失）电子的难易，而不是得（失）电子的多少。
如镁原子比钠原子失电子数多，但钠原子比镁原子失电子容易，故钠的金属性比镁强；氟原子比氧原子得电子数少，但氟原子比氧原子得电子容易，故F的非金属性比O强。
（2）元素的金属性强弱与金属的活动性顺序不完全一致
元素的金属性是指金属原子失电子的能力，而金属活动性是指在水溶液中金属单质失去电子的倾向。
二者顺序基本一致，极少数例外。
如Sn和Pb的金属性Pb>Sn，但金属活动性Sn>Pb。
（3）元素的非金属性与非金属单质的活泼性顺序不完全一致
元素的非金属性是指非金属原子得电子的能力；非金属单质的活泼性是指单质分子与其他物质反应的难易，二者不一定一致。
如N和P的非金属性N>P，而单质活泼性N2因为单质的性质与其分子的结构有关。
（4）处于金属与非金属分界线处的元素既有金属性，又有非金属性。
【例2】 研究表明26Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是______________（填字母）。
a.比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b.在氯化铝和氯化镁的溶液中分别滴加过量的氢氧化钠溶液
c.将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d.将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
解析 a项不可以，单质熔、沸点与元素的金属性强弱无关；b项可以，在该实验操作中，Mg2＋转化为Mg（OH）2沉淀，Al3＋转化为Al（OH）3沉淀，Al（OH）3沉淀继续溶于过量NaOH溶液。
说明Mg（OH）2比Al（OH）3碱性强，进而说明26Mg比26Al金属性强；c项可以，有镁带的热水中酚酞溶液变为红色，有铝片的热水中酚酞溶液不变色，说明镁与热水反应生成了Mg（OH）2，铝与热水反应不明显，证明26Mg比26Al金属性强；d项不可以，在空气中放置已久的镁和铝，表面都形成致密的保护膜，使得镁和铝不能与热水接触发生化学反应，则该实验操作不可用作比较镁和铝的金属性强弱。
答案 bc
【解题感悟】
（1）其他方案：
设计实验证明镁比铝的金属性强，除采用本题的b和c方案外，还通常采用的方案是：
在相同温度下，取相同表面积的Mg条、Al条分别加入相同体积、相同物质的量浓度的稀盐酸，Mg比Al反应产生氢气的速率快。
（2）方法思路：
非金属性（金属性）强弱的比较依据是原子得失电子能力的强弱，而不是原子得失电子的多少。
可以从有关反应的难易、水溶液中的置换反应、金属单质的还原性、非金属单质的氧化性、金属阳离子的氧化性、非金属阴离子或气态氢化物的还原性、最高价氧化物对应的水化物的碱性（或酸性）的强弱等方面来判断。
（3）易错提醒：
以下则不能用于比较元素金属性的强弱。
①单质或其化合物的物理性质；②等物质的量的金属与足量稀盐酸反应中置换出H2的多少；③原子在反应中失去电子数目的多少；④原子最外层电子数的多少或元素的最高价的高低。
变式训练2 可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是（ ）
①HCl的溶解度比H2S的大 ②HClO的氧化性比H2SO4的强 ③HClO4的酸性比H2SO4的强 ④HCl比H2S稳定 ⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子 ⑥Cl2能与铁反应生成FeCl3，硫与铁反应生成FeS ⑦Cl2可以从H2S溶液中置换出S ⑧HCl水溶液酸性比H2S强 ⑨HCl或Cl－还原性比H2S或S2－弱
A.③④⑤⑥⑦⑨B.③④⑥⑦⑧
C.①②⑤⑥⑦⑨D.③④⑥⑦⑨
答案 D
解析
（1）①溶解度与元素的非金属性强弱没有直接关系；②应该用最高价氧化物对应水化物的酸性来比较元素非金属性的强弱；⑤元素原子得电子能力的强弱不仅与原子最外层电子数有关，还与电子层数等有关，电子层数少的原子不一定得电子能力强，元素的非金属性就不一定强；⑧不能根据无氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱。
（2）最高价氧化物水化物的酸性强弱、气态氢化物的稳定性、非金属单质的氧化性及单质间的置换反应均能说明元素非金属性的强弱。
③④⑦能说明氯的非金属性强于硫。
不同非金属单质与同一种变价金属反应后金属价态越高，非金属元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强。
⑥能证明氯元素的非金属性强于硫。
非金属元素阴离子或氢化物的还原性越强，说明越易失电子，则对应的非金属元素原子得电子能力越弱。
⑨能证明氯原子得电子能力强于硫，则氯的非金属性强于硫。
【易错提醒】 判断元素非金属性强弱时应注意以下几点
（1）单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。
如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。
（2）含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。
如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。
（3）非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱无法比较元素非金属性的强弱。
如不能用酸性HClO（4）原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。
如不能用Cl在反应中得到1个电子，S在反应中得到2个电子说明非金属性S>Cl。
（5）无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。
如不能用酸性HCl>H2S说明非金属性Cl>S。
（6）原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。
如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价说明非金属性Cl>S。
1.下列有关叙述：
①非金属元素M的单质能从含Nx－的溶液中置换出非金属元素N的单质；②同周期中M元素在N元素的右侧（不含稀有气体）；③M的单质跟H2反应比N的单质跟H2反应容易得多；④氧化物的水化物酸性：
HmMOx＞HnNOy。
能说明非金属元素M比N的得电子能力强的是（ ）
A.②④B.①②③
C.①④D.全部
答案 B
解析 利用置换反应可以判断出M比N非金属性强，①对；同周期从左到右，元素原子得电子能力增强，则M比N得电子能力强，②对；与氢气越易化合，得电子能力越强，③对；必须是最高价氧化物的水化物比较酸性，④错。
2.X、Y是同周期非金属元素，已知X原子比Y原子的原子半径大，则下列叙述正确的是（ ）
A.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的强
B.X的阴离子比Y的阴离子的还原性强
C.X原子的得电子能力比Y原子强
D.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
答案 B
解析 由X、Y是同周期非金属元素，X原子比Y原子的原子半径大可得原子序数X3.下列关于原子序数为11～17的元素的说法错误的是（ ）
A.其原子最外层电子数逐渐增多
B.其原子半径逐渐增大
C.元素的最高正化合价逐渐升高
D.失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强
答案 B
解析 原子序数为11～17的元素，它们的原子最外层电子数逐渐增多，导致原子核与核外电子之间的吸引力增大，所以原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最高正化合价也逐渐升高。
4.下列比较不正确的是（ ）
A.原子半径：
K＞Cl＞Na
B.热稳定性：
HF＞H2O＞PH3
C.酸性强弱：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4
D.碱性强弱：
KOH＞NaOH＞Mg（OH）2
答案 A
解析 电子层数越多，原子半径越大，同周期元素从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：
K＞Na＞Cl，A项错误；非金属性：
F＞O＞P，则热稳定性：
HF＞H2O＞PH3，B项正确；非金属性：
Cl＞S＞P，则酸性：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4，C项正确；金属性：
K＞Na＞Mg，则碱性：
KOH＞NaOH＞Mg（OH）2，D项正确。
5.下列说法正确的是（ ）
A.同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强
B.同周期元素的离子半径以ⅦA族的为最小
C.C、P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强
D.第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
答案 C
解析 同周期金属元素，从左到右化合价依次升高，因为原子半径依
次减小，核电荷数依次增多，所以原子失电子能力依次减弱。
如第3周期元素Na、Mg、Al，化合价：
Na（＋1）＜Mg（＋2）＜Al（＋3），失电子能力：
Na＞Mg＞Al，A项不正确；同周期元素的离子半径，ⅦA族的不是最小，如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r（P3－）>r（S2－）>r（Cl－）>r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋），B不正确；C、P、S、Cl在周期表中的相对位置如图所示，同周期元素从左到右，元素原子的得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，酸性：
H3PO4H2CO3HClO，D不正确。
6.回答下列问题：
（1）下列叙述中能证明A金属比B金属失电子能力强的是________（填序号）。
①A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
②A原子的电子层数比B原子的电子层数多
③1molA从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的H2多
④常温时，A能从水中置换出H2，而B不能
⑤两单质分别与氯气反应时生成的阳离子，A失去的电子数比B失去的电子数多
⑥A、B两短周期元素原子的电子层数相同，且A的原子序数小于B的原子序数
（2）下列元素的单质中，最易与氢气反应生成氢化物的是________。
（填字母）
A.BB.N
C.FD.C
（3）在第3周期元素中，除稀有气体元素外：
原子半径最小的元素是________（填元素符号，下同）；金属性最强的元素是________；最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是________（用化学式回答，下同）；最不稳定的气态氢化物是________；最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是________；氧化物中具有两性的是________。
（4）请根据元素周期表中第3周期元素相关知识回答下列问题：
①按原子序数递增的顺序（稀有气体除外），以下说法正确的是________。
a.原子半径和离子半径均减小
b.金属性减弱，非金属性增强
c.氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强
d.单质的熔点降低
②原子最外层电子数与次外层电子数相同的元素名称为________，氧化性最弱的简单阳离子是________。
（5）W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短周期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
①W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐，该反应的离子方程式为__________________________________________________________
__________________________________________________________________。
②W和Y可形成化合物W2Y，该化合物的化学式为___________________________________________________________________。
③比较Y、Z气态氢化物的稳定性：
________>________（用化学式表示）。
④W、X、Y、Z四种元素简单离子的半径由大到小的顺序是________（用离子符号表示）。
答案
（1）④⑥
（2）C （3）Cl Na HClO4 SiH4 NaOH Al2O3 （4）①b ②氩 Na＋（或钠离子） （5）①Al（OH）3＋OH－===[Al（OH）4]－ ②Na2S ③HCl H2S ④S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
解析
（1）根据元素原子失电子的难易，而不是失电子的多少比较元素原子失电子的能力强弱，①不能证明。
电子层数少的原子不一定比电子层数多的原子失电子能力强，②不能证明。
与酸反应生成H2多的金属活动性不一定强，如1molAl比1molNa与足量稀HCl反应时生成的H2多，③不能证明。
只有很活泼的金属在常温下与冷水反应，④能证明。
得失电子个数的多少不能说明得失电子的难易，⑤不能证明。
同周期元素A位于B的左边，说明A的金属性强于B，⑥能证明。
（2）同周期从左到右元素的非金属性增强，所以F元素的非金属性最强，F2最容易与H2化合，选C。
（4）①除稀有气体外，第3周期元素随原子序数的递增原子半径逐渐减小，而离子半径不一定减小，如r（Na＋）＜r（Cl－），a错误；同一周期的主族元素随原子序数的递增，金属性减弱，非金属性增强，b正确；同周期主族元素从左至右，最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强，c错误；单质的熔点不一定降低，如Na的熔点低于Mg、Al等的熔点，d错误。
②第3周期元素的原子核外有三个电子层，次外层电子数为8，故该元素原子最外层的电子数也为8，该元素为氩；简单离子的氧化性越弱，对应单质的还原性越强，元素的金属性越强，第3周期中金属性最强的元素是Na，因此Na＋的氧化性最弱。
（5）W、X两种金属元素的最高价氧化物对应水化物可反应生成盐，且原子序数W＜X，则W、X分别为Na和Al；由化合物W2Y知Y为－2价，为S；Z为原子序数比Y大的非金属元素Cl。
W2Y为Na2S；得电子能力Cl>S，氢化物稳定性HCl>H2S；电子层数相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以Na＋>
Al3＋，S2－>Cl－>K＋。
最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大，所以离子半径K＋>Na＋，所以离子半径S2－>Cl－>Na＋>Al3＋。
分层训练
[基础过关]
1.下列说法错误的是（ ）
A.Na是短周期元素中活泼性最强的金属元素
B.F是短周期元素中活泼性最强的非金属元素
C.第2周期元素从左到右其最高正化合价逐渐升高
D.从硅到氯，最低负化合价从－4到－1
答案 C
解析 根据元素性质的递变规律可知Na是短周期元素中活泼性最强的金属元素，F是短周期元素中活泼性最强的非金属元素，A、B项正确；O没有最高正化合价，F没有正化合价，C项错误；从硅到氯，最低负化合价从－4到－1，D项正确。
2.能说明元素A的非金属性比元素B的非属性强的理由是（ ）
A.A、B两元素的原子具有相同的电子层数，且原子半径A>B
B.常温常压下，元素A的单质是气态，元素B的单质是固态
C.A的气态氢化物比B的气态氢化物分解温度高
D.A的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于B的最高价氧化物对应的水化物的酸性
答案 C
3
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