高中化学新人教版必修第一册第4章第2节元素周期律第1课时学案

第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律新课程标准学业质量目标1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。2.通过对第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯结构与性质的探究,了解同周期元素性质的递变规律。3.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构,分析、预测、比较元素及其化合物的性质。合格性考试1.能从原子结构视角说明元素的性质递变规律。(宏观辨识与微观探析——水平1)2.能依据第三周期元素性质的比较实验要求的需要,选择常见的实验仪器、装置和试剂,完成简单的物质性质检验等实验;能如实观察、记录实验现象,能根据实验现象形成初步结论。(科学探究与创新意识——水平2)等级性考试1.能根据物质的微粒的结构等说明或预测物质的性质,评估所做说明或预测的合理性。(宏观辨识与微观探析——水平3)2.能通过第三周期元素性质的比较实验探究同周期元素性质的变化规律,能提出有意义的实验探究问题,能根据探究的需要提出实验探究课题。(科学探究与创新意识——水平4)必备知识·自主学习答案P170一、原子结构的周期性变化阅读图1~3,完成表格中内容:结合图1、图2、图3完成下表:原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化(稀有气体元素除外)最高或最低化合价的变化1~211~2—+1→03~10

由到

→

→→

11~18

由到

→

→→

结论随着原子序数的递增,元素原子的

(1)短周期元素从左到右,最高正价都是从+1递增到+7吗?(2)(知识关联)我们已经学习了原子核外电子是分层排布的,那么电子层数越多半径一定越大吗?二、第三周期元素性质的递变1.钠、镁与水的反应钠镁实验操作续表钠镁实验现象

反应原理

Mg+2H2OMg(OH)2↓+H2↑结论钠、镁均能与水反应,钠比镁活泼,金属性:Na>Mg2.氢氧化铝、氢氧化镁的性质探究(1)氢氧化铝和盐酸、氢氧化钠的反应实验操作向试管中加入2mL1mol·L-1AlCl3溶液,然后滴加氨水,直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中向一支试管中滴加2mol·L-1盐酸,边滴加边振荡向另一支试管中滴加2mol·L-1氢氧化钠溶液,边滴加边振荡实验现象

离子方程式

结论Al(OH)3是两性氢氧化物,既能溶于强酸又能溶于强碱(2)氢氧化镁和盐酸、氢氧化钠的反应实验操作向试管中加入2mL1mol·L-1MgCl2溶液,然后滴加氨水,直到不再产生白色Mg(OH)2沉淀为止。将Mg(OH)2沉淀分装在两支试管中向一支试管中滴加2mol·L-1盐酸,边滴加边振荡向另一支试管中滴加2mol·L-1氢氧化钠溶液,边滴加边振荡实验现象

离子方程式

结论Mg(OH)2只能溶于强酸不能溶于强碱(3)结论:①碱性:NaOHMg(OH)2Al(OH)3;

②金属性:NaMgAl

、P、S、Cl的非金属性的递变规律SiPSCl判断依据与氢气反应高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃由难到易的顺序为

最高价氧化物对应的水化物的酸性H2SiO3:弱酸H3PO4:中强酸H2SO4:强酸HClO4:强酸酸性:

结论

4.同周期元素性质递变规律(1)向AlCl3溶液中逐渐加入足量的氢氧化钠溶液,会产生什么现象?(2)(情境思考)日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀。①铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使用,试说明原因。②铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀,为什么?三、元素周期律1.元素性质与原子结构的关系2.元素周期律(知识关联)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。关键能力·合作学习答案解析P170知识点一元素周期表中主族元素的周期性变化规律

项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大性质化合价最高正化合价由+1→+7(O、F除外)相同,最高正化合价=主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性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气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱(1)(思维升华)硫酸为强酸,次氯酸为弱酸,据此能否确定非金属性硫大于氯?(宏观辨识与微观探析)(2)试根据非金属性的强弱,比较H2SiO3、H3PO4和HNO3的酸性强弱。(宏观辨识与微观探析)【典例】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同族,下列叙述正确的是()A.原子半径:d>c>b>a种元素中b的金属性最强的氧化物的水化物是强碱单质的氧化性比a单质的氧化性强【思维建模】解答“位——构——性”关系的综合应用的题目的步骤:第一步:根据题给信息,主要是元素的原子核外电子排布、化合价、元素性质的相对关系、元素周期表结构特点以及元素及其化合物的特殊性质,推断出元素的具体名称。第二步:确定各元素在周期表中的相对位置。第三步:根据元素周期律判断性质关系。【母题追问】(1)a、c、d形成的简单离子的半径大小顺序如何?(2)写出a与c形成的化合物与d的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式。元素周期表是元素周期律的具体表现形式,是学习化学的一种重要工具。过去,门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是()、Mg、Al最外层电子数依次增多,单核离子的氧化性依次增强、S、Cl最高正化合价依次升高,对应气态氢化物的稳定性依次增强C.同周期元素的原子第ⅠA族金属性最强、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱

知识点二微粒半径的比较

1.(思维升华)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小吗?(宏观辨识与微观探析)2.(思维升华)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,原子半径最小的在元素周期表的右上角,对吗?3.我们生活在化学世界中,某些元素在人体的细胞、组织和体液中大量富集,如大脑中含有丰富的Na、Mg、K,骨筋和骨组织中含有丰富的Li、Mg、K等。(1)Li、Na、Mg、K原子半径大小关系是什么?(2)Li、Na、Mg、K元素的金属性强弱顺序是什么?【典例】下列粒子半径大小的比较中,正确的是()+<Mg2+<Al3+<O2-2->Cl->Na+>Al3+C.Na<Mg<Al<S+>Rb+>Na+>K+【思维建模】解答本类试题思维流程如下:分析粒子的结构

特点及在元素周

期表中的位置与微粒半径大

小比较的“四周

规则”对照判断微粒

半径大小微观粒子尽管微乎其微,小到肉眼无法观察到,但与宇宙天体有很多相似之处,其中之一是都存在半径问题。(1)微粒半径与电子层数、核电荷数、电子数有什么关系?(2)同周期元素中,原子半径最小的是哪族元素?(3)同一周期的阴离子和阳离子比较,哪个的半径更大?(4)比较下列各组微粒半径,正确的是。

①Cl<Cl-<Br-②F-<Mg2+<Al3+③Ca2+<Ca<Ba④S2-<Se2-<Br-知识点三金属性和非金属性强弱比较

1.金属性强弱的判断(1)据元素周期表判断。同一主族,从上到下:元素的金属性逐渐增强。(2)据金属活动性顺序判断。金属单质的活动性减弱,元素的金属性也减弱。(3)据单质及其化合物的性质判断。①金属单质与水或酸反应越剧烈,元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,元素的金属性越强。(4)金属单质间的置换反应。较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来,如Zn+Cu2+Zn2++Cu,则金属性:Zn>Cu。(5)据离子的氧化性强弱判断。金属阳离子的氧化性越强,元素的金属性越弱,如氧化性:Cu2+>Fe2+,则金属性:Cu<Fe。2.非金属性强弱的判断(1)据元素周期表判断。同一主族,从上到下:元素的非金属性逐渐减弱。(2)据单质及其化合物的性质判断。①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定),元素的非金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,元素的非金属性越强。(3)非金属单质间的置换反应:活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来,如Cl2+2Br-2Cl-+Br2,则非金属性:Cl>Br。(4)据离子的还原性强弱判断:非金属阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱,如还原性:Cl-<I-,非金属性:Cl>I。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。【典例】(2020·泰州高一检测)到目前为止人们已发现或合成了118种元素,元素①~⑨在周期表中的位置如表所示(序号代表对应的元素)。(1)②在周期表中的位置是。

(2)元素⑤、⑨中,原子半径大小顺序是(用元素符号表示)。

(3)⑤与⑨的氢化物稳定性强弱为(填化学式)。

(4)能说明④的非金属性比⑧强的化学方程式为

。

【解题指南】解答本题应注意以下两点:(1)根据周期表中的位置,确定各元素。(2)利用非金属性的强弱比较依据解决第(3)、(4)问。(2020·宿迁高一检测)下列实验不能作为判断依据的是()A.钠和铯分别与冷水反应的剧烈程度,判断钠和铯金属性强弱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,判断钠与铁的金属活动性强弱C.硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀,判断碳酸与硅酸的酸性强弱D.根据Br2和I2分别与H2反应的难易,判断溴与碘的非金属性强弱三言两语话重点1.掌握元素周期律的内容和本质(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。(2)本质:元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。2.理解元素性质的2个递变规律(1)同周期(从左至右)(2)同主族(从上到下)3.掌握微粒半径比较的“4同”:同周期、同主族、同元素、同结构。课堂检测·素养达标答案解析P1711.元素的性质呈周期性变化的根本原因是()A.相对原子质量递增,量变引起质变B.原子半径呈周期性变化C.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2.原子序数从11依次增加到17,下列递变关系中错误的是()A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐减小C.最高正化合价数值逐渐增大D.从Si到Cl,最低负化合价从-4到-13.(2020·丽水高一检测)在“世界硒都”——恩施硒资源相对丰富和集中,属于高硒区,该地盛产富硒茶,含有人体所必需的硒元素,有一定的保健作用。已知硒元素与氧元素同族,与钙元素同周期。下列关于硒的描述不正确的是()A.原子序数为24B.最高价氧化物是SeO3,是酸性氧化物C.原子半径比钙小D.气态氢化物的化学式是H2Se,稳定性比HCl差4.下列各组元素中,按从左到右的顺序,原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是()、N、O、F、Be、B、C、S、Cl、Ar、Mg、Al、Si5.(双选)四种短周期元素在周期表中的位置如图,其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是()A.原子半径:Z<M的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的大位于元素周期表中第二周期ⅥA族素养新思维6.元素在元素周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质,如氮族元素是位于元素周期表ⅤA族的元素,在生活中有广泛的应用,如N2作防腐气体,液氮还可用作制冷剂,P可用于制造农药等。如图是元素周期表的一部分。(1)阴影部分元素N在元素周期表中的位置是什么?根据元素周期律,预测H3AsO4与H3PO4酸性强弱的大小关系是什么。(2)在一定条件下,S与H2反应有一定难度,请判断:在相同条件下Se与H2反应的难度比S与H2反应难度更大还是更小?(3)下列说法正确的是。

、N、O、F的原子半径随着原子序数的增大而减小B.氯气能置换出NaBr溶液中的溴、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱一、21~8大小+1+5-4-1031~8大小+1+7-4-10核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化【自主探索】(1)提示:不是。氧元素没有最高正价(+6),氟元素没有正化合价。(2)提示:不一定。同周期原子序数越大原子半径越小,同主族原子序数(电子层数)越大,原子半径越大,故电子层数多半径不一定大,如原子半径Li>Cl。二、1.钠熔成小球,浮于水面,四处游动,有“嘶嘶”的响声,反应后溶液加酚酞变红加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,滴加酚酞溶液变为粉红色2Na+2H2O2NaOH+H2↑2.(1)白色沉淀溶解,溶液变澄清白色沉淀溶解,溶液变澄清Al(OH)3+3H+A+3H2OAl(OH)3+OH-Al+2H2O(2)白色沉淀溶解,溶液变澄清白色沉淀不溶解Mg(OH)2+2H+Mg2++2H2O(3)①>>②>>3.Si<P<S<ClHClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强4.减弱增强【自主探索】(1)提示:首先生成Al(OH)3,后Al(OH)3逐渐溶于氢氧化钠溶液,故现象为先产生白色絮状沉淀后逐渐溶解。(2)①提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。②提示:氧化铝具有两性,能与酸性或碱性食物缓慢反应,使氧化铝失去保护作用。三、1.减小减弱增强减弱增强2.原子的核外电子排布【自主探索】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,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。知识点一【合作探究】(1)提示:不能。判断元素的非金属性强弱可根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,而HClO中氯元素不是最高价。(2)提示:P和N均为第ⅤA族元素,同主族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;Si和P均为第3周期元素,同周期随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故P的非金属性强于Si,根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强非金属性越强”反推可知酸性强弱顺序为HNO3>H3PO4>H2SiO3。【典例示范】【典例】B由于a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同,则a的原子序数应为2或8;c所在周期数与族数相同,则c只能为Al,又由于d与a同族且d的原子序数最大,因此d与a只能为第ⅢA族以后的元素,故a的原子序数为8,为O,d为S;则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期,则原子半径为b>c>d,d与a同主族,则原子半径d>a,故A项错误;同周期从左到右,金属性逐渐减弱,则金属性b>c,a、d为非金属,金属性较弱,故B项正确;c为Al,其氧化物的水化物为氢氧化铝,为两性氢氧化物,不是强碱,故C项错误;d与a属于第ⅥA族,分别为S和O,同一主族的非金属性从上到下逐渐减弱,因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强,故D项错误。【母题追问】(1)提示:S2—>O2—>Al3+。a、c、d分别为O、Al、S,O2—与Al3+的核外电子排布相同,则半径O2—>Al3+,O2—与S2—处于同一主族,则半径S2—>O2—。(2)提示:Al2O3+6H+2Al3++3H2O。【素养训练】CNa、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3,其原子的还原性依次减弱,但离子的氧化性依次增强;P、S、Cl的最高正化合价分别为+5、+6、+7,由于P、S、Cl的非金属性依次增强,其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强;除第一周期外,同周期元素的原子第ⅠA族金属性最强;因Na、Mg、Al的金属性依次减弱,则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。知识点二【合作探究】1.提示:不是。比较同周期的原子半径时,往往只比较主族元素,因为非主族元素的原子半径的测量方法与主族元素不同。2.提示:不对。原子半径最大的元素在元素周期表的左下角,原子半径最小的在元素周期表的左上角(氢原子半径最小)。3.(1)提示:原子半径:Li<Mg<Na<K。(2)提示:K>Na>Li>Mg。【典例示范】【典例】BNa+、Mg2+、Al3+、O2-四种离子的核外电子排布相同,核电荷数越大,微粒的半径就越小,应是Al3+<Mg2+<Na+<O2-,A项错误;S2-、Cl-具有相同的电子层排布,但Cl-的核电荷数较大,所以其半径较小;Na+、Al3+的核外电子排布相同,Na+的核电荷数较少,故其半径较大;而且Cl-比Na+多一个电子层,显然Cl-的半径大于Na+,这四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,故B项正确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al>S,C项不正确;D项中粒子半径K+>Na+,D项不正确。【素养训练】(1)提示:电子层数越多、核电荷数越小、电子数越多,半径越大。(2)提示:第ⅦA族元素。(3)提示:阴离子与同周期的稀有气体的核外电子排布相同,阳离子与上周期的稀有气体的核外电子排布相同,故阴离子比同一周期的阳离子多一个电子层,故半径大于阳离子。(4)提示:①和③。①阴离子半径大于同元素的原子半径,所以Cl->Cl,电子层数Br->Cl-,所以①正确;②电子层结构相同的粒子,核电荷数大的半径小,②不正确;③阳离子半径小于同元素的原子半径,③正确;④中应为Se2->Br->S2-,④不正确。知识点三【典例示范】【典例】【解析】根据元素在周期表中的位置可知元素①~⑨分别是H、C、N