【化学】认识同周期元素性质的递变规律件 2023-2024学年高一下学期化学鲁科版（2019）必修第二册

第1章原子结构

元素周期律第3节

元素周期表的应用

课时1

认识同周期元素性质的递变规律1.通过分析第三周期元素性质的变化规律，认识同周期元素性质的递变规律及其与原子结构的关系，形成“结构决定性质”的化学思想，能够利用“证据推理与模型认知”的思维解决实际问题。2.掌握钠、镁、铝元素原子失电子能力的递变规律并能用原子结构理论解释。3.掌握硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力的递变规律并能用原子结构理论解释。学习·目标【知识铺垫】1.同周期元素自左向右元素原子的电子层数相同,核电荷数逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐增强,原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱。2.可以通过单质与水(或酸)反应的剧烈程度判断元素原子失电子的能力。3.元素原子得失电子的能力与原子的最外层电子数、核电荷数和电子层数都有关系。复习回顾——元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2种元素第2周期：8种元素第3周期：8种元素第4周期：18种元素第5周期：18种元素第6周期：32种元素第7周期：32种元素1.周期（7个）周期数=电子层数2.族（16个）主族：副族：ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA第VIII族：稀有气体元素

零族：ⅠBⅡBⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB8、9、10三个纵行族主族序数=最外层电子数复习回顾——元素周期表的结构门捷列夫在批判地继承前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括，总结出元素周期律。门捷列夫根据元素周期律编制了第一张元素周期表，把当时已经发现的63种元素全部列入表中，从而初步完成了使元素系统化的任务。他还在表中留下空位，预言了类似硼、铝、硅的未知元素(门捷列夫称它们为类硼、类铝和类硅，即后来发现的钪、镓、锗)的性质，并指出当时测定的某些元素原子量的数值有错误。若干年后，他的预言都得到了证实。联想·质疑你知道门捷列夫是如何作出如此准确的预测的吗？你知道元素周期表中元素的性质呈现怎样的变化规律吗？B510.81Al1326.98Ga3169.72In49114.8Tl81204.4

门捷列夫在他的元素周期表中留下了充满诱惑的空白，并预言：将来一定会发现该席位的主人。除此之外，门氏又特别选出三个代表性的元素：类硼、类铝、类硅，对它们的性质做了大胆而又细致的预测。这种把握十足、理直气壮的预言将来是否能够得到证实，是对周期表正确性的重大考验。类铝率先在法国被发现。4年后，瑞典一位科学家又发现了新元素钪即类硼。1886年又爆出了新闻：德国的温克勒发现了一种新元素，它与门氏预言的“类硅”相吻合。2月26日，门氏致信温克勒表明锗即类硅。周期律大获全胜。门捷列夫的预言门捷列夫为何能做出如此惊人的预测？你想拥有这样的“超能力”吗？同周期元素性质的递变规律活动·探究第3周期元素原子得失电子能力比较交流研讨1.画出第3周期元素原子结构示意图，观察这些元素的原子结构有什么特点？2.根据第3周期元素的结构特点预测，同一周期元素的原子的得电子能力和失电子能力按照原子序数递增的顺序如何变化？1.画出第3周期元素原子结构示意图，观察这些元素的原子结构有什么特点？最外层电子数依次增大，原子半径逐渐变小IAⅡAⅢAIVAVAVIAⅦANa+11281+12282Mg+13283Al+14284Si+15285P+16286S+17287Cl2.根据第3周期元素的结构特点预测，同一周期元素的原子的得电子能力和失电子能力按照原子序数递增的顺序如何变化？IAⅡAⅢAIVAVAVIAⅦA得电子能力（非金属性）逐渐增强，失电子能力（金属性）逐渐减弱。1.在多数情况下，可以通过比较元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度来判断元素原子失电子能力的强弱：越容易置换，失电子能力越强，金属性越强；元素原子失电子能力（金属性）强弱的判断依据：2.一般来说，一种元素最高价氧化物对应水化物的碱性的强弱：碱性越强，失电子能力越强，金属性越强；元素原子失电子能力（金属性）在其形成物质的性质有何体现？方法导引活动·探究实验目的：比较钠、镁、铝元素原子失电子能力（金属性）的相对强弱。实验用品：金属钠，表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2溶液，AlCl3溶液，蒸馏水；烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹，小刀，镊子，玻璃片，滤纸等实验方案设计及实施：实验目的实验内容实验现象实验结论

实验方案设计：结合上述内容，可以从哪些角度来设计实验验证钠、镁、铝的金属性强弱呢？请根据所给的实验用品设计实验。实验项目实验内容实验现象实验结论比较钠、镁单质与水的反应

失电子能力（金属性）:

与冷水剧烈反应，产生无色气体，溶液变红与冷水无明显现象，加热后有气泡，溶液变粉红2Na+2H2O==2NaOH+H2↑Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑Δ一、认识同周期元素性质的递变规律元素周期表的应用1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较Na>Mg实验方案实验内容实验现象实验结论比较镁、铝单质与酸的反应失电子能力（金属性）：Mg>Al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一、认识同周期元素性质的递变规律元素周期表的应用1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较总结：失电子能力（金属性）:Na>Mg>AlMg+2HCl==MgCl2+H2↑2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑实验目的实验内容实验现象实验结论比较氢氧化镁、氢氧化铝碱性的强弱加入氨水后产生白色沉淀；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，沉淀不溶解加入氨水后产生白色沉淀；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Mg(OH)2碱性强于Al(OH)3Mg(OH)2+2H+==Mg2++2H2OAl(OH)3

+3H+==Al3++3H2O2.钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性比较实验内容:向Mg(OH)2和Al(OH)3沉淀中分别滴加稀盐酸和氢氧化钠溶液。Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]四羟基合铝酸钠四羟基合铝酸根Mg(OH)2+2HCl==MgCl2+2H2OMg(OH)2+NaOH==不反应Al(OH)3+3HCl==AlCl3

+3H2OAl(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-NaAlO2偏铝酸钠思考：在实验室如何制备氢氧化铝时，选用氨水还是氢氧化钠？★氢氧化铝的化学性质①与强酸反应Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2OAl(OH)3+3H+=Al3++3H2O②与强碱反应Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-——两性氢氧化物四羟基合铝酸根四羟基合铝酸酸钠【知识拓展】铝的化学性质①与强酸反应②与强碱反应【知识拓展】2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑2Al＋6H＋==2Al3＋＋3H2↑2Al+2NaOH+=2Na[Al(OH)4]+2Al+2OH-+6H2O=2[Al(OH)4]-+3H2↑银白色有金属光泽的固体，熔沸点较高，密度较小，有良好的导电性、导热性和延展性。铝的物理性质氧化物碱溶液非金属单质（O2、Cl2)酸溶液盐溶液Al6H2O3H2↑★氧化铝的化学性质①与强酸反应②与强碱反应——两性氧化物【知识拓展】Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OAl2O3＋6H＋==2Al3＋＋3H2OAl2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]Al2O3+2OH-+3H2O=2[Al(OH)4]-

规律总结元素的金属性元素原子失电子能力强弱的判断依据(1)金属活动性顺序表中从左往右，金属原子失电子能力逐渐减弱。(2)同一周期的金属元素，从左往右，金属原子失电子能力依次减弱。(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。金属性金属性金属性金属性金属性小结1：失电子能力Na>Mg>Al金属性Na>Mg>Al同周期金属元素的金属性从左到右逐渐减弱同周期元素的得电子能力又有怎样的递变规律？元素原子得电子能力（非金属性）在其形成物质的性质上有何体现？阅读探究2.比较硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力（非金属性）的相对强弱

阅读教材P21页所提供的材料，从中获取证据，验证你对硅、磷、硫、氯等元素原子得电子能力相对强弱的预测。元素原子的得电子能力（非金属性）强弱的判断依据：利用有关物质的性质来判断原子得电子的强弱时，可以采用下列方法：1.比较元素的单质与氢气化合的难易程度，以及所生成的气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，表明元素原子得电子的能力越强。2.比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般来说，一种元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明这种元素原子得电子的能力越强。方法导引元素的非金属性硅磷硫氯最高价氧化物化学式最高价氧化物对应水化物化学式性质氢化物化学式——性质——SiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4难溶，弱酸中强酸PH3气态强酸比硫酸强H2SHCl高温分解稳定思考：通过材料你获得哪些信息？硅、磷、硫、氯等元素原子的得电子能力如何？你是如何判断的？与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性结论：得电子能力（非金属性）：Cl＞S＞P＞Si元素SiPSCl单质SiPSCl2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、剧烈反应与H2化合的难易氢化物SiH4PH3H2SHCl稳定性很不稳定不稳定较稳定很稳定原子得电子能力：由弱到强化合越来越容易氢化物的稳定性越来越强最高价氧化物对应的水化物的酸性结论：得电子能力(非金属性)：Cl＞S＞P＞Si元素SiPSCl最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应的水化物化学式H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸强于硫酸原子得电子能力：由弱到强酸性越来越强规律总结元素原子得电子能力强弱的判断依据(1)同周期的非金属元素，从左到右原子的得电子能力逐渐增强(不包括稀有气体)。(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，原子的得电子能力越强。(3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，原子的得电子能力越强，生成的气态氢化物越稳定，原子的得电子能力越强。(4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则原子的得电子能力越强：M>N。非金属性非金属性非金属性非金属性元素的非金属性非金属性小结2：得电子能力Si<P<S<Cl非金属性Si<P<S<Cl同周期非金属元素的非金属性从左到右逐渐增强【强调】18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。因此我们不研究它的性质。(1)不能根据得电子的多少来判断非金属性强弱。疑点解读(2)不能根据气态氢化物水溶液的酸性强弱判断非金属性强弱。(3)必须是最高价氧化物对应的水化物酸性比较才能说明非金属性强弱。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。(4)相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。非金属性：S<Cl，酸性：氢硫酸<盐酸

非金属性：F>Cl，酸性：氢氟酸<盐酸得电子数目：S＞Cl，非金属性：S＜Cl酸性：HClO<H2SO4，非金属性：Cl＞S元素周期表的应用1.变化规律二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因同周期的主族元素从左到右，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。Li+321+422Be+523B+624C+725N+826O+927F+1028Ne原子得电子能力：由弱到强元素周期表的应用1.变化规律二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因同周期的主族元素从左到右，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。均可作半导体元素周期表的应用1.变化规律二、同周期元素原子的得失电子能力的变化规律及原因同周期的主族元素从左到右，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。2.同周期主族元素的性质递变的原因原子结构同周期元素电子层数相同最外层电子数逐渐增多原子半径逐渐减小元素原子得电子能力增强项目同周期主族元素(从左到右)最外层电子数由1递增至7(第1周期除外)主要化合价最高正价：＋1→＋7(O、F除外)负价：－4→－1原子半径逐渐减小得、失电子能力失电子能力减弱，得电子能力增强单质的