新教材高中化学专题5微观结构与物质的多样性第一单元第一课时元素周期律学案苏教版

第一课时元素周期律eq\a\vs4\al([素养发展目标])1．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。2．初步了解元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。eq\a\vs4\al(原子结构和元素化合价的周期性变化)1．原子序数(1)概念：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＝核内质子数＝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的元素原子最外层电子数观察上图回答问题：3～18号元素随着原子序数的递增，最外电子层上的电子数重复出现从eq\a\vs4\al(1)递增到eq\a\vs4\al(8)的变化，说明元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。(2)元素原子半径的变化规律下表为原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径数值：3～9号元素3Li(锂)4Be(铍)5B(硼)6C7N(氮)8O(氧)9F原子半径/pm152111887770666411～17号元素11Na(钠)12Mg(镁)13Al(铝)14Si(硅)15P(磷)16S(硫)17Cl(氯)原子半径/pm18616014311711010499注：1pm＝10－12m从上表可以得出：随着原子序数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化。原子序数为3～9号元素和11～17号元素的原子半径分别依次递减。3．元素的主要化合价呈现周期性变化结合1～18号元素的主要化合价，以横轴表示元素的原子序数，以纵轴表示元素的最高化合价(或最低化合价)绘图，如图所示：结论：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。[问题探讨]1．影响元素的原子半径大小的因素有哪些？提示：核电荷数和电子层数。2．元素的最高正化合价、最低负化合价与原子结构有何联系？提示：元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)，最低负化合价＝最外层电子数－8或最高正化合价＋︱最低负化合价︱＝8(H、O、F除外)。微粒半径大小的比较原子半径(1)电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小(不包含稀有气体)。如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)(2)最外层电子数相同时，随电子层数递增，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)离子半径(1)同种元素的离子半径：r(阴离子)＞r(原子)＞r(阳离子)；r(低价离子)＞r(高价离子)。如：r(Cl－)＞r(Cl)；r(Na＋)<r(Na)；r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如：r(N3－)>r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)；r(O2－)＜r(S2－)(4)带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，可知r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)1．下列选项中，不呈现周期性变化的是()A．原子半径 B．化合价C．原子序数 D．原子核外电子排布解析：选C原子序数等于原子核内质子数，不呈现周期性变化。2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是()A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大D．Li、Na、K的电子层数依次增多解析：选C3～9号元素、11～17号元素最外层电子数依次递增，原子半径逐渐减小，最高正化合价依次升高(O、F除外)。3．下列4种微粒中，半径按由大到小的顺序排列的是()A．①>②>③>④ B．③>④>①>②C．③>①>②>④ D．①>②>④>③解析：选C①为S，②为Cl，③为S2－，④为F。①②电子层数相同，比较核电荷数，核电荷数越大半径越小，故原子半径：S>Cl；①③核电荷数相同，比较核外电子数，核外电子数越多半径越大，故微粒半径：S2－>S；②④最外层电子数相同，比较电子层数，电子层数越多半径越大，故原子半径：Cl>F，则半径：S2－>S>Cl>F。4．X元素最高价氧化物的水化物为H2XO3，它的气态氢化物为()A．HXB．H2XC．XH3D．XH4解析：选DX元素的最高价氧化物的水化物的化学式为H2XO3，则X的最高正化合价为＋4价，说明X原子最外层有4个电子，则其最低负化合价为－4价，形成的氢化物为XH4。eq\a\vs4\al(以11～17号元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律)1．金属性和非金属性(1)金属性强弱比较——钠、镁、铝性质的递变①按表中实验操作要求完成实验，并填写下表：实验操作实验现象实验结论在250mL烧杯中加入少量水，滴加两滴酚酞溶液，再将一小块金属钠投入烧杯中钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液变红钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑①将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和一小块铝片，分别放入试管中，加入适量的水和两滴酚酞溶液，观察现象②加热试管加热前，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，溶液变为粉红色，铝片没有明显现象镁与冷水几乎不反应，而能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2＋H2↑；铝与冷水、热水均不反应在两支试管中分别加入镁条和铝片，再向试管中各加入2mL2mol·L－1盐酸两支试管内都有无色气泡冒出，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，但镁更容易，反应的化学方程式分别为Mg＋2HCl=MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl=2AlCl3＋3H2↑由上述实验可知：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是Na>Mg>Al。②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。③结论：钠、镁、铝单质的还原性逐渐减弱，钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。(2)非金属性强弱比较——硅、磷、硫、氯性质的递变填写下表空格：元素SiPSCl最高价氧化物的化学式SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4酸性更强单质与H2反应的条件高温磷蒸气与H2能反应加热光照或点燃氢化物的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、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl2>S>P>Si。②硅、磷、硫、氯单质与氢气化合生成的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序为HCl>H2S>PH3>SiH4_。③硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3。④结论：硅、磷、硫、氯单质氧化性强弱顺序为Si<P<S<Cl2。硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。2．11～17号元素性质递变规律eq\o(→,\s\up7(NaMgAlSiPSCl))11～17号元素，随着原子序数增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。因此，随着元素核电荷数(或原子序数)的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高正价和最低负价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。[问题探讨]1．什么是元素的金属性？提示：金属性：元素原子失去电子的能力，金属性越强，越易失电子。金属性的强弱只与元素失电子的能力有关，与失电子的数目无关。2．如何判断元素金属性的强弱？提示：比较元素金属性强弱的3种依据(本质：原子越容易失去电子，元素的金属性越强)。比较方法(规律)①单质与水(酸)反应越容易置换出H2(相同条件下反应越剧烈)，金属性越强②最高价氧化物的水化物的碱性碱性越强，金属性越强③单质间的置换反应A能从水溶液中置换出B，则A的金属性比B的强3．什么是元素的非金属性？提示：非金属性：元素原子得到电子的能力，非金属性越强，越易得电子。非金属性的强弱只与元素得电子的能力有关，与得电子的数目无关。4．如何判断元素非金属性的强弱？提示：比较元素非金属性强弱的4种依据(本质：原子越容易得到电子，元素的非金属性越强)。比较方法(规律)①与H2化合的难易与H2越容易化合，非金属性越强②简单气态氢化物的热稳定性简单气态氢化物越稳定，非金属性越强③最高价氧化物的水化物的酸性酸性越强，非金属性越强④单质间的置换反应A能从水溶液或气体中置换出B，则A的非金属性比B的强1．两性氢氧化物(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eq\x(AlCl3)eq\o(→,\s\up7(盐酸),\s\do5(①))eq\x(AlOH3)eq\o(→,\s\up7(NaOH),\s\do5(②))eq\x(NaAlO2)①Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2O离子方程式为Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O②Al(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2O离子方程式为Al(OH)3＋OH－=AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O(3)Al(OH)3的制备方法①向AlCl3溶液中加入过量氨水：AlCl3＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NH4Cl离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O=Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,)4②向NaAlO2溶液中通入过量CO2：NaAlO2＋2H2O＋CO2=Al(OH)3↓＋NaHCO3离子方程式为AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O＋CO2=Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)2．元素周期律元素的性质随着元素核电荷数(或原子序数)的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。其实质是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数(或原子序数)的递增发生周期性变化的必然结果。1．11～17号元素中X、Y、Z三种元素，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法正确的是()A．原子半径：X>Y>ZB．非金属性：X>Y>ZC．气态氢化物的稳定性：X<Y<ZD．原子序数：X<Y<Z解析：选BHXO4、H2YO4、H3ZO4中X、Y、Z的化合价分别为＋7、＋6、＋5，而三种元素又处于11～17号元素中，所以按Z、Y、X从左向右排列，原子半径依次减小，非金属性依次增强，气态氢化物的稳定性依次增强，原子序数依次增大。2．下列递变情况中，正确的是()A．Na、Mg、Al原子半径依次增大B．Na、Mg、Al单质与水反应的剧烈程度依次减弱C．Si、P、S元素的氢化物的稳定性依次减弱D．Si、P、S元素的非金属性依次减弱解析：选B第三周期主族元素原子半径从左至右依次减小。Na、Mg、Al元素的金属性依次减弱，与水反应的剧烈程度依次减弱。Si、P、S元素的非金属性依次增强，与H2化合生成的氢化物的稳定性依次增强。3．下列实验不能达到实验目的的是()选项实验操作实验目的ACl2、Br2分别与H2反应比较氯、溴的非金属性强弱BMgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱C测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH比较碳、硫的非金属性强弱DFe、Cu分别与相同浓度的盐酸反应比较铁、铜的金属性强弱解析：选BA项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易程度即可判断出氯、溴的非金属性强弱。B项，MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱。C项，H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸性越强，非金属性越强，所以通过测定相同物质的量浓度的溶液的pH可判断C、S的非金属性强弱。D项，Fe与盐酸反应，Cu与盐酸不反应，由此可判断出Fe、Cu的金属性强弱。4．下列事实不能作为实验判断依据的是()A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱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，判断钠与铁的金属性强弱C．酸性：H2CO3<H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱D．通过氢化物HBr和HI的稳定性，判断Br、I的非金属性强弱解析：选BA项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以判断出硫的非金属性比碳强；D项所述符合根据氢化物的稳定性判断非金属性强弱的依据。[分级训练·课课过关]1．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是()A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变B．原子的电子层数增多C．原子核外电子排布呈周期性变化D．原子半径呈周期性变化解析：选C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。2．某元素的气态氢化物的化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为()A．H2RO3 B．H2RO4C．HRO3 D．H3RO4解析：选B气态氢化物的化学式为H2R，则R的化合价为－2价，故原子最外层有6个电子，最高正化合价为＋6价，最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。3．可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是()①HCl的溶解度比H2S的大；②HClO的氧化性比H2SO4的强；③HClO4的酸性比H2SO4的强；④HCl比H2S稳定；⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子；⑥Cl2能与铁反应生成FeCl3，硫与铁反应生成FeS；⑦Cl2可以从H2S溶液中置换出S；⑧同浓度的HCl和H2S的水溶液，前者酸性强；⑨HCl(或Cl－)的还原性比H2S(或S2－)的弱()A．③④⑤⑥⑦⑨ B．③④⑥⑦⑧C．①②⑤⑥⑦⑨ D．③④⑥⑦⑨解析：选D①溶解度与元素的非金属