高中化学学案专题5第一单元第1课时元素周期律

专题5微观结构与物质的多样性第一单元元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律一、1～18号元素的原子最外层电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律1．原子最外层电子排布的周期性变化：(1)原子序数：化学家按核电荷数从小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。(2)原子最外层电子排布的周期性变化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．元素原子半径的周期性变化：3～9号元素及11～17号元素随原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。3．元素主要化合价的周期性变化：(1)元素的最高正化合价呈现＋1→＋7的周期性变化(氧、氟除外)。(2)元素的最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。(3)元素最高化合价数值等于该元素原子的最外层电子数，最低化合价的数值等于8减去最外层电子数。1．3～9号元素及11～17号元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径是否也逐渐减小？提示：不是。如S2－>Cl－。2．(知识关联)第3～9号元素从左到右，最高正价是否也从＋1递增到＋7？提示：否。3～9号元素中氟元素没有正价。3．(教材开发)第1～18号元素中，原子半径最大的是哪种元素？提示：第1～18号元素中，原子半径最大的是钠。二、元素的性质变化规律1．钠、镁、铝的金属性的递变规律：(1)钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na＞Mg。(2)镁、铝与酸反应镁、铝均能与酸反应，镁比铝活泼，金属性：Mg>Al。2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律：(1)单质与H2化合的难易程度(由易到难)：Cl、S、P、Si；(2)气态氢化物的稳定性(由弱到强)：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl；(3)元素的非金属性：Si＜P＜S＜Cl。3．第11～17号元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性变化规律：(1)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3(2)硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO44．两性氢氧化物：(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。(2)氢氧化铝的两性①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：产生白色沉淀，反应方程式：AlCl3＋3NH3·H2O=3NH4Cl＋Al(OH)3↓。②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解，反应方程式：AlCl3＋3NaOH=3NaCl＋Al(OH)3↓、NaOH＋Al(OH)3=NaAlO2＋2H2O。③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O。5．元素周期律：(1)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。(2)内容：元素的性质随元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。(3)实质：元素原子核外电子排布随着核电荷数的递增发生周期性变化的结果。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？提示：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.(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)铝的金属性较强，易与O2等反应，但铝锅可长期使用，试说明原因。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)铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀，为什么？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。金属性、非金属性强弱比较1．实质：比较元素金属性(或非金属性)的强弱，其实质是看原子失去(或得到)电子的能力，越易失去(或得到)电子，则元素的金属性(或非金属性)越强。2．金属性、非金属性强弱的判断方法：(1)从原子结构判断(2)从元素单质及其化合物的性质判断1．硫酸为强酸，次氯酸为弱酸，据此能确定非金属性硫大于氯吗？(证据推理与模型认知)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的水化物的酸性强弱，而HClO中氯元素不是最高价。2．盐酸(HCl)的酸性强于氢硫酸(H2S)，据此能得出氯元素比硫元素的非金属性强吗？(证据推理与模型认知)提示：不能。气态氢化物的酸性强弱与元素的非金属性强弱无关，不能作为判断元素非金属性强弱的依据。如氢碘酸(HI)的酸性强于盐酸(HCl)，但氯元素比碘元素的非金属性强。【典例】下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是__________。①HCl的溶解度比H2S大②HCl的酸性比H2S强③HCl的稳定性比H2S大④HCl的还原性比H2S弱⑤HClO4的酸性比H2SO4强⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS⑦Cl2能与H2S反应生成S⑧在11～17号元素中Cl处于S的右侧⑨还原性：Cl－＜S2－【解析】元素原子得电子能力的强弱与元素氢化物的溶解性无关，①错误；氢化物的酸性强弱和元素原子得电子能力大小无关，②错误，其他均符合题意。答案：③④⑤⑥⑦⑧⑨【规律方法】(1)金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱。(2)非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱。(3)比较元素金属性、非金属性强弱不能根据最外层电子数的多少或电子层数的多少，而应根据得失电子的难易程度。(4)不能通过物质的物理性质，如熔沸点、溶解性等方面比较元素金属性、非金属性强弱。在如图的实验装置中，锥形瓶中是硅酸钠溶液，分液漏斗中盛装的是稀硫酸，向硅酸钠溶液中滴加稀硫酸，溶液由澄清变浑浊，原因是生成了硅酸沉淀。(1)元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越________；(2)元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越________；(3)元素的非金属性越强，其对应气态氢化物的稳定性越________；(4)非金属性越强的元素形成的气态氢化物的还原性越________。提示：(1)强(2)强(3)强(4)弱元素周期律1．微粒半径大小的决定因素：核电荷数、电子层数和核外电子数。2．微粒半径大小比较：【方法导引】元素周期律1．第11～17号元素性质的递变规律对于第三周期主族元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl(1)原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。(2)简单离子半径由大到小的顺序为P3－>S2－>Cl－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。(3)单质置换出水或酸中氢的能力Na>Mg>Al。(4)最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。(5)单质与H2化合的能力Si<P<S<Cl。(6)气态氢化物的稳定性由弱到强的顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。(7)最高价氧化物对应水化物的酸性由弱到强的顺序为H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4。2．熟记微粒大小的比较方法：3．所有元素中，原子半径最小的是H，其次是F。4．11～17号元素中，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3＋。1．(情境应用)刘安《淮南万毕术》“曾青得铁则化为铜”，“曾青”指可溶性铜盐。写出Fe与CuSO4溶液反应的化学方程式，请说明Fe和Cu活泼性的强弱。(变化观念与平衡思想)提示：Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu；Fe比Cu活泼。【典例】下列微粒半径大小比较正确的是()A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<SiD．F>O>N>C【解题指南】解答本题注意以下两点：(1)比较微粒半径大小时，首先要确定微粒间的电子层数是否相同，然后再利用规律比较大小。(2)电子层数相同的看核电荷数。【解析】选B。A项四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，应为O2－>Na＋>Mg2＋>Al3＋；B项S2－和Cl－，Na＋和Al3＋的核外电子排布相同，电子层数相同，微粒半径大小取决于核电荷数，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径显然是前者大；C项电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na>Mg>Al>Si；D项从C、N、O、F原子半径逐渐减小。比较下列微粒半径的大小。(1)r(Na＋)______r(Na)、r(Cl－)______r(Cl)(2)r(Ca2＋)______r(Cl－)、r(Al3＋)______r(Cl－)提示：(1)r(Na＋)<r(Na)、r(Cl－)>r(Cl)。(2)r(Ca2＋)<r(Cl－)、r(Al3＋)<r(Cl－)。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？提示：原子半径：Li＜Mg＜Na＜K。(2)Li、Na、Mg、K元素的金属性强弱顺序是什么？提示：K＞Na＞Li＞Mg。【补偿训练】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？提示：电子层数越多、核电荷数越小、电子数越多，半径越大。(2)同周期元素中，原子半径最小的是哪族元素？提示：第ⅦA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？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)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－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。三言两语话重点1．第11～17号元素性质递变规律：随着核电荷数逐渐增加，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。2．元素周期律：元素的性质随元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。3．微粒半径比较：先看电子层数，电子层数相同时，看核电荷数。1．下列元素原子的半径为：NOSiP原子结构示意图原子半径(10－10m)0.750.741.17r根据以上数据，磷原子的半径r可能是()A.1.43×10－10mB．1.10×10－10mC.1.20×10－10m D．0.70×10－10m【解析】选B。最外层电子数相同，原子序数P>N，则原子半径r>0.75×10－10m，P与Si电子层数相同，原子序数P>Si，则原子半径r<1.17×10－10m，故0.75×10－10m<r<1.17×10－10m，B正确。2．下列有关元素周期律的叙述中，正确的是()A.最高正价：N<FB.金属性强弱：K<CaC.氢化物稳定性：H2S<HClD.碱性强弱：NaOH<Mg(OH)2【解析】选C。氮元素最高正价为＋5价，而F无正价，A错误；金属性Ca<K，B错误；稳定性H2S<HCl，C正确；碱性NaOH>Mg(OH)2，D错误。3．(教材二次开发·教材习题改编)下列各组元素是按最高正价由高到低、负价绝对值由低到高顺序排列的是()A.Na、Mg、Al B．F、O、NC.N、O、F D．S、P、Si【解析】选D。A项中最高正价由低到高，且无负价；B、C两项中F无正价；D项中各元素的最高正价分别为＋6、＋5、＋4，负价绝对值分别为2、3、4，D正确。4．(2021·济南高一检测)研究表明26Al可以衰变为26Mg。能比较这两种元素失电子能力强弱的方法是()A.比较这两种元素的单质的硬度及熔点B.在氯化铝和氯化镁溶液中分别滴加过量的氨水C.将打磨过的镁条和铝条分别和热水作用，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反应【解析】选C。两种元素失电子能力强弱，即比较元素的金属性强弱，可根据金属与水、酸反应的剧烈程度、对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱、单质间的置换反应等判断。硬度和熔点属于物理性质，不能用于比较金属性，故A错误；在氯化铝和氯化镁的溶液中分别滴加过量的氨水，二者都生成沉淀，不能证明金属性强弱，故B错误；将打磨过的镁条和铝条分别和热水作用，并滴入酚酞溶液，加入镁条的溶液变红，加入铝条的溶液不变色，说明镁和热水反应而铝和热水不反应，则金属性镁大于铝，故C正确；在空气中放置已久的这两种金属单质，其表面都含有金属氧化物，都不易和热水反应，无法比较金属性强弱，故D错误。5．四种常见的1～18号非金属元素甲、乙、丙、丁中，核电荷数依次增大，甲和乙、丙和丁具有相同的电子层数，乙、丙的最外层电子数相同，乙原子序数比甲多1，乙元素原子核外最外层电子数是其电子层数的三倍。(1)丙元素的名称是____________。(2)能证明丁单质的氧化性大于丙单质的氧化性的化学方程式是___________。(3)乙的两种常见单质分别是______、______。(4)四种元素的气态氢化物水溶液显酸性的是(写化学式)_______。(5)氢元素和乙组成的化合物中，原子数比是1∶1的是____________________(写化学式)。此化合物可将碱性工业废水中的CN－氧化为可溶性碳酸盐和氨，相应的离子方程式是____________________________。【解析】根据乙元素“原子核外最外层电子数是其电子层数的三倍”推断乙为氧元素，则甲为氮，丙为硫，丁为氯。(1)丙元素是硫。(2)Cl2＋H2S=S＋2HCl(其他答案合理也得分)。(3)氧元素可以形成O2、O3两种单质。(4)甲乙丙丁的气态氢化物水溶液显酸性的是H2S、HCl。(5)氢、氧元素组成的化合物中H2O2原子数比是1∶1；H2O2具有氧化性，根据题意写出离子方程式。答案：(1)硫(2)Cl2＋H2S=S＋2HCl(3)O2O3(4)H2S、HCl(5)H2O2H2O2＋CN－＋OH－=COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋NH3【补偿训练】第1～18号元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高