5.1.1 元素周期律学案2023-2024学年高一上学期化学苏教版（2019）必修第一册

新苏教版高中化学必修1PAGEPAGE1第一单元元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律[核心素养发展目标]1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。一、原子结构的周期性变化1．原子序数(1)概念：化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。(2)数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。2．原子结构变化规律(1)原子最外层电子排布的规律性变化如图为核电荷数为1～18号的元素原子最外层电子数规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数重复出现从1递增到8的变化。(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)结合课本表5-1的数据，以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制折线图如图所示。从上图可以得出：随着核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化。且原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径分别依次递减。简单离子半径大小比较方法(1)电子层数越多，半径越大。(2)电子层数相同，核电荷数越多，半径越小。(3)电子层数相同，核电荷数相同，电子数越多，半径越大。(1)原子序数越大，原子半径一定越小()(2)最外层电子数：Na<Al，原子半径：Na<Al()(3)电子层数越多，半径越大()(4)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增到8个电子的周期性变化()答案(1)×(2)×(3)×(4)×(2022·宁夏六盘山高级中学高一阶段练习)下列元素的原子或离子半径比较正确的是()A．C＞Si B．Na＜AlC．Cl－＜Mg2＋ D．O2－＞F－答案D解析同主族元素自上而下原子半径依次增大，所以原子半径：C＜Si，A错误；同周期主族元素自左而右原子半径依次减小，所以原子半径：Na＞Al，B错误；Cl－有3个电子层，Mg2＋只有2个电子层，所以离子半径：Cl－＞Mg2＋，C错误；O2－和F－均含2个电子层，但O2－核电荷数更小，所以半径：O2－＞F－，D正确。二、元素性质的周期性变化1.元素化合价结合课本表5-2，对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示：结论：①随着原子序数的递增，元素的最高化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低化合价呈现从－4到－1的周期性变化。②元素的最高化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)|元素的最低化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。2．金属性和非金属性(1)判断依据①通常情况下，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强；②元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。(2)金属性强弱比较按表中实验操作完成实验，并填写下表：实验操作实验现象实验结论剧烈反应，溶液变红钠与冷水反应剧烈①镁：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，溶液变浅红色；②铝在冷水、热水中均看不到明显的变化镁与冷水几乎不反应，但能与热水反应；铝与冷、热水均不反应两支试管中都有气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢离子，但镁更容易由上述实验可知：①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢离子时，由易到难的顺序是Na＞Mg＞Al。②钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。(3)非金属性强弱比较填写下表空格：元素14Si15P16S17Cl单质与氢气的反应条件高温下反应磷蒸气与氢气能反应加热时反应光照或点燃时发生爆炸而化合气态氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl气态氢化物的热稳定性不稳定不稳定受热分解稳定分析上表，回答下列问题：①硅、磷、硫、氯元素的单质与氢气反应的条件由易到难的顺序为Cl2＞S＞P＞Si。②硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。(4)探究元素金属性与非金属性的强弱变化规律Ⅰ.填写下表空格：元素最高价氧化物的水化物的化学式酸碱性强弱钠NaOH强碱镁Mg(OH)2中强碱铝Al(OH)3—硅H4SiO4弱酸磷H3PO4中强酸硫H2SO4强酸氯HClO4酸性更强分析上表，回答下列问题：①11～17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律：从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。②11～17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律：从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。结论：元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子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。Ⅱ.根据以上变化规律可预测Al(OH)3有碱性也有酸性。按要求完成以下实验实验操作实验现象化学方程式向A、B两支试管中分别加入2～3mL2mol·L－1的AlCl3溶液，逐滴加入6mol·L－1氨水至过量均生成白色胶体沉淀AlCl3＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NH4Cl向A试管中逐滴加入6.0mol·L－1的盐酸白色沉淀溶解，得到澄清溶液Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2O向B试管中逐滴加入6.0mol·L－1的NaOH溶液白色沉淀溶解，得到澄清溶液Al(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2O结论：Al(OH)3既可以与酸反应生成盐和水，又可以与碱反应生成盐和水，为两性氢氧化物。(1)Na、Mg、Al元素的最高价氧化物的水化物均为强碱()(2)PH3的稳定性比SiH4强()(3)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4()(4)HCl的酸性大于H2CO3，所以氯的非金属性大于碳()(5)H2SO3的酸性大于H2CO3，所以硫的非金属性大于碳()答案(1)×(2)√(3)√(4)×(5)×1．在化学反应中，金属原子失电子越多，该金属原子的金属性越强，这句话正确吗？试举例说明。提示不正确；金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。2．难失电子的原子，得电子一定容易吗？提示不一定；如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。三、元素周期律1．概念元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。2．内容随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。3．实质元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。下列关于元素周期律的叙述不正确的是()A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其金属性依次减弱B．P、S、Cl最高化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强C．原子半径大小关系为Na<Al<Si<ClD．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱答案C解析P、S、Cl的最高化合价分别为＋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；原子半径大小关系为Na＞Al＞Si＞Cl；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。1．下列关于元素周期律的叙述正确的是()A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7(O、F除外)，最低化合价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化答案B解析A项中，只有一层电子时最外层电子数是从1到2；C项中，最低化合价从－4到－1重复出现；D项中，不包括核外电子排布的周期性变化。2．下列元素的原子半径依次增大的是()A．Na、Mg、Al B．Na、O、FC．P、Si、Al D．C、Si、P答案C3．下列有关说法正确的是()A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼C．H2S在300℃时开始分解，H2O在1000℃时开始分解，说明O的非金属性比S强D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱答案C解析A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物的水化物的酸性；B项，Mg比