4.2元素周期律（第1课时元素周期律）（解析版）-2019必修第一册

第四章第二节元素周期律第1课时元素周期律榆次一中李金虎【学习目标】1．认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律。2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律。【素养目标】1．结合有关数据和实验事实认识原子的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。2．通过研究同周期元素的周期性变化规律，培养学生“科学探究与模型认知”的核心素养。必备知识与关键能力知识点一：元素原子结构、原子半径、化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211→223～1021→8811～1831→88结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化元素原子核外电子排布的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外)。2．原子半径的变化规律3～10号元素符号LiBeBCNOFNe原子半径/pm152898277757471－变化趋势逐渐减小11～18号元素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径/pm18616014311711010299－变化趋势逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化元素原子半径的周期性变化第二周期第三周期规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现eq\o(□,\s\up4(3))由大到小的周期性变化。3．元素主要化合价的变化规律原子序数主要化合价的变化1～2＋1→03～10＋1→＋5－4→－1→011～18＋1→＋7－4→－1→0结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化元素化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的化合价周期性变化[每周期中，最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5)，负价：－4→－1(稀有气体元素除外)]。典例1．下列化合物中，阴离子和阳离子的半径之比最大的是()A．CsIB．NaFC．KClD．LiI【答案】D【解析】阳离子都为碱金属元素的阳离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电核数越大，离子半径越大，则金属离子半径最小的是Li＋，阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。典例2．下列说法正确的是(D)A．同周期主族元素的原子序数越大越易失电子B．同周期主族元素的原子序数越大半径越大C．同主族元素的原子序数越大非金属性越强D．同主族元素的原子序数越大金属性越强【答案】D【解析】同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。知识点二：同周期的元素性质递变规律1．实验探究(1)钠、镁与水的反应钠镁实验操作实验①实验②实验现象钠熔成小球，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反应原理2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑Mg＋2H2Oeq\o(=,\s\up10(△))Mg(OH)2↓＋H2↑结论钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。(2)Al(OH)3的制备与性质①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O。③向MgCl2溶液加入过量NaOH溶液，现象产生白色沉淀，离子方程式为Mg2＋＋2OH－=Mg(OH)2↓。两性氢氧化物：既能与酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。如Al(OH)3。2．结论(1)第三周期的Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性逐渐减弱，NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物。(2)第三周期的Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，H3SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性逐渐增强。HClO4是最强的含氧酸，H2SiO3为难溶的弱酸，H3PO4为中强酸，H2SO4为强酸。(3)同一周期从左到右，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，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(4)元素周期律内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。实质：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。【知识归纳】1．元素周期律2．主族元素性质的变化规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)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离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)最低负化合价＝－(8－主族序数)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3．元素周期律的应用(1)比较不同周期、不同主族元素的性质①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法：金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法：非金属性：C>Si，O>C，则氢化物稳定性：H2O>CH4>SiH4。(2)预测未知元素的某些性质①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。②已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。典例3．下列递变规律正确的是()A．HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强B．HCl、HBr、HI的稳定性依次增强C．钠、镁、铝的还原性依次减弱D．Na＋、Mg2＋、Al3＋离子半径逐渐增大【答案】C【解析】A项，HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱，错误；B项，HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱，错误；C项，钠、镁、铝的还原性依次减弱，正确；D项，Na＋、Mg2＋、Al3＋离子半径逐渐减小，错误。典例4．以下表述不符合元素周期律的是()A．稳定性：HF＞H2O＞NH3B．酸性：H3PO4＞HNO3＞HClO4C．微粒半径：F－＞Na＋＞Mg2＋D．还原性：HI＞HBr＞HCl【答案】B【解析】A项，根据元素周期律知N、O、F同在第二周期且核电荷数逐渐增大，半径逐渐减小，气态氢化物稳定性：HF＞H2O＞NH3，故正确；B项，因为非金属性由强到弱的顺序为Cl＞N＞P，酸性：H3PO4＜HNO3＜HClO4，故错误；C项，核外电子排布相同的微粒，核电荷数越大，半径越小，微粒半径：F－＞Na＋＞Mg2＋，故正确；D项，非金属性越强，其氢化物的还原性越弱，因为非金属性：Cl＞Br＞I，所以还原性：HI＞HBr＞HCl，故正确。【方法规律】1．元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)判断方法①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤若Xn＋＋Y→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)判断方法①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强2．微粒半径大小的比较方法典例5．已知aAn＋、bB(n＋1)＋、cCn－、dD(n＋1)－是具有相同电子层结构的离子，下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是()A．离子半径：An＋>B(n＋1)＋>Cn－>D(n＋1)－B．原子序数：b>a>c>dC．原子半径：D>C>B>AD．四种元素一定均属于短周期元素【答案】B【解析】由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图。A项，具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：D(n＋1)－>Cn－>An＋>B(n＋1)＋；B项，原子序数：b>a>c>d；C项，原子半径：A>B>D>C；D项，四种元素也可以为长周期元素。典例6．X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－，Y＋和Z－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是()A．原子最外层电子数：X>Y>ZB．单质沸点：X>Y>ZC．离子半径：X2－>Y＋>Z－D．原子序数：X>Y>Z【答案】D【解析】根据题意可确定X、Y、Z在周期表中的相对位置为可以确定X为S，Y为Na，Z为F。原子最外层电子数：F>S>Na(Z>X>Y)，A错误；单质沸点：Na>S>F2(Y>X>Z)，B错误；离子半径：S2－>F－>Na＋(X2－>Z－>Y＋)，C错误；原子序数：S>Na>F(X>Y>Z)，D正确。知识点三：“位、构、性”的关系及应用1．元素的“位—构—性”三者关系2．元素的“位—构—性”关系的应用(1)结构与位置的互推【点拨】①同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。②在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。(2)性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。(3)结构与性质互推①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。3．构建元素“位—构—性”关系解题思维流程(1)推断元素的基本思路(2)元素“位—构—性”关系题的解题流程典例7．现有原子序数小于18的A、B、C、D四种非金属元素，其原子最外层电子数之和为19。在它们的化合物中，它们所呈现的常见化合价均不止一种，但它们有一种相同的化合价。其部分性质如下：元素ABCD原子半径/nm0.1020.0770.1170.075最高正价或最低负价－4＋4下列说法错误的是(C)A．四种元素在其各自化合物中具有一种相同的化合价，即＋4价B．高温下B的单质可从C的氧化物中置换出C的单质C．四种元素的氧化物都能与水反应生成酸D．很多含有D元素的化合物在农业上经常被用作肥料【答案】C【解析】根据B、C的化合价及原子半径可知其分别是C、Si。二者最外层电子数之和为8，则A与D原子的最外层电子数之和为11，分析可知其最外层电子数只能是5或6，即它们为第ⅤA族或第ⅥA族元素。根据化合价信息可知在其各自的化合物中，四种元素都有＋4价，再结合原子半径可知A、D分别是S、N，故A项正确。碳可从SiO2中置换出Si，B项正确。CO、NO、SiO2均不能与水反应，C项错误。很多含有氮元素的化合物是常用的氮肥，例如铵盐、尿素等，D项正确。典例8．元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是()A．同族元素中Z的氢化物稳定性最强B．原子半径：X>Y；离子半径：X＋>Z2－C．同周期元素中X的金属性最强D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强【答案】B【解析】根据题意知：X为Na，Y为Cl，Z为O。氧元素是第ⅥA族最活泼的非金属元素，其氢化物稳定性最强，A项正确；由同周期主族元素原子半径变化规律及离子半径的大小比较规则可知，原子半径：Na>Cl，离子半径：O2－>Na＋，B项错误：Na是第三周期最活泼的金属元素，C项正确；在第三周期中，Cl的非金属性最强，对应的最高价氧化物的水化物HClO4的酸性最强，D项正确。核心价值与学科素养【知识结构化】原子结构(核外电子排布)决定了元素在周期表中的位置和性质(化合价、半径、金属性和非金属性)；元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。构建“结构决定性质”模型，把元素在周期表中的位置与相关的粒子结构联系起来，并能通过对“位置”“结构”“性质”三者关系的分析，最终提升推理能力及分析、解决问题的能力。【跟踪练习】基础过关1．下列关于元素周期表和元素性质的叙述正确的是()A．质子数相同的微粒之间一定互称同位素B．ⅠA族与ⅦA族元素间形成的化合物一定是离子化合物C．同主族元素的简单阴离子半径越大，其单质氧化性越弱D．同周期金属元素的化合价越高，其氢氧化物的碱性越强【答案】C【解析】A、微粒包括分子、原子、离子等，如H2O、NH3分子质子数相同，但不是同位素，错误；B、ⅠA族与ⅦA族元素间形成的化合物也有可能为共价化合物，如HF、HCl、HBr等，错误；C、同主族元素的简单阴离子半径越大，说明元素的原子序数越大，其单质氧化性越弱，正确；D、同周期金属元素的化合价越高，其氢氧化物的碱性越弱，错误。2．A、B、C均为短周期元素，A、B同周期，其原子核外有三个电子层，A、C的最低价阴离子分别为A2−和C−，B2+和C−具有相同的电子层结构，下列说法中正确的是()A．A元素的最高正价不可能是+6价B．原子半径：B＞A＞CC．离子半径：B2+＞C−＞A2−D．氧化性：C＜A【答案】B【解析】由A、C的最低价离子分别为A2−和C−，则A为ⅥA族元素，C为ⅦA族元素，B2+和C−具有相同的电子层结构，则B在C的下一周期，则B为Mg元素，C为F元素，A、B同周期，则A为S元素。据此解答。A．A为S元素，S元素的最高正化合价为+6，故A错误；B．A为S元素，B为Mg元素，C为F元素，同周期原子半径从左到右逐渐减小，电子层数越多，半径越大，则原子半径为B＞A＞C，故B正确；C．离子的电子层数越多，半径越大，具有相同核外电子结构的离子，核电荷数越大，半径越小，所以离子半径为A2−＞C−＞B2+，故C错误；D．元素的非金属性越强，单质的氧化性越强，氧化性为C＞A，故D错误；故选B。3．下列叙述中，金属a的活泼性肯定比金属b的活泼性强的是()A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．常温时，a能从水中置换出氢，而b不能C．1mola从酸中置换H+生成的H2比lmolb从酸中置换H+生成的H2多D．a原子电子层数比b原子的电子层数多【答案】B【解析】A、最外层电子数少的金属金属性不一定比最外层电子数多的金属性强，如锂比钙弱，选项A错误；B、金属的活泼性越强，越易与水反应，常温时，a能从水中置换出氢，而b不能，说明金属的活泼性a比b活泼，选项B正确；C、产生氢气的多少取决于金属失去电子数的多少，金属的活泼性与得失电子难易有关，与得失电子数目多少无关，选项C错误；D、如金属不位于同一主族，则不能根据电子层数的多少来判断金属的活泼性强弱，选项D错误。答案选B。4．运用元素周期律分析下面的判断，其中错误的是()A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．硒化氢(H2Se)无色、有毒，比H2S更不稳定【答案】B【解析】对角线处的元素具有相似的性质，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Be(OH)2有可能是两性氢氧化物，A项正确；卤素单质的颜色由上至下逐渐加深，因而At单质的颜色不能是白色固体，B项错；Sr与Ba、Ca同主族，对应的硫酸盐应具有相似的溶解性，C项正确；Se与S位于ⅥA族，非金属性比S弱，因此H2Se比H2S更不稳定，D项正确。5．下列结论错误的是()①微粒半径：K＋>Al3＋>S2－>Cl－②氢化物的稳定性：HF>HCl>H2S>PH3>SiH4③离子的还原性：S2－>Cl－>Br－>I－④氧化性：Cl2>S>Se>Te⑤酸性：H2SO4>H3PO4>H2CO3>HClO4⑥非金属性：O>N>P>Si⑦金属性：Be<Mg<Ca<KA．只有①B．①③⑤C．②④⑤⑥⑦D．②④⑥【答案】B【解析】①中微粒半径应为S2－>Cl－>K＋>Al3＋；③中离子还原性应为S2－>I－>Br－>Cl－；⑤中非金属性Cl>S>P>C，故其最高价氧化物对应水化物的酸性应为：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3；①③⑤错，故选B。能力达成6．X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与化合价的关系如图所示。下列说法错误的是(C)A．Q的原子结构示意图为B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱C．简单离子半径：M－>Q＋>R2＋D．Z与M的最高价氧化物对应水化物均为强酸【答案】C【解析】由图推断Y为氧元素；X的原子半径小且只有＋1价，X为氢元素；M的最高正价是＋7价，最低负价是－1价，为氯元素；Z的原子半径比氯元素小，最低负价是－3价，最高正价是＋5价，则为氮元素；Q只有＋1价，原子半径大于氯原子，但小于只有＋2价的R，故Q代表钠元素、R代表钙元素。X、Y、Z三种元素分别代表H、O、N，可以形成硝酸、硝酸铵及NH3·H2O，B项正确；离子半径：Cl－>Ca2＋>Na＋，C项错误；HClO4、HNO3都是强酸，D项正确。7．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的核外电子数等于其主族序数，X的单质在空气中含量最多，Y的最高价氧化物的水化物是两性化合物，Z的最高正价与最低负价代数和为4。下列说法错误的是()A．W与X形成的最简单化合物极易溶于水B．Y和Z可形成化合物Y2Z3C．最外层电子数Z＞X＞Y＞WD．Y和Z的简单离子的电子层结构相同【答案】D【解析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X的单质在空气中含量最多，则X为N元素，W的核外电子数等于其主族序数，则W为H元素，Y的最高价氧化物的水化物是两性化合物，则Y为Al元素，Z的最高正价与最低负价代数和为4，因为最高正价与最低负价的绝对值之和为8，则最高正价为＋6、最低负极为－2价，则Z为S元素。W与X形成的最简单化合物氨气极易溶于水，A正确；Y即Al化合价为＋3价、Z即S化合价为－2价，Y和Z可形成化合物Y2Z3，B正确；Z、X、Y、W最外层电子数分别为6、5、3、1，最外层电子数Z>X>Y>W，C正确；Y和Z的简单离子的电