高中化学人教版必修第一册课件第四章第二节第1课时元素性质的周期性变化规律

第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律概念认知·自主学习一、原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现_______的周期性变化(第一周期除外)。2．元素原子半径的周期性变化：同周期元素随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现_________的周期性变化。由1到8由大到小二、元素性质的周期性变化1．元素主要化合价的周期性变化：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现_________(第二周期_________)，最低负化合价呈现_________的周期性变化。＋1→＋7＋1→＋5－4→－12．元素金属性与非金属性的周期性变化：①Na、Mg、Al金属性强弱比较Na、Mg、Al的性质结论置换出酸或水中的氢时，由易到难的顺序为__________Na、Mg、Al三种元素的金属性由强到弱的顺序为__________最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为_______________________Na>Mg>AlNaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3Na>Mg>Al②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较小结随着核电荷数增大，与H2反应越来越_____，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越___。Si、P、S、Cl的性质结论单质与H2化合由易到难的顺序为__________Si、P、S、Cl四种元素非金属性由强到弱的顺序为__________最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为___________________________Cl>S>P>SiHClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3Cl>S>P>Si容易强③同周期元素性质递变规律三、元素周期律1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈___________的规律。2．实质：元素性质的周期性变化是元素_________________________________的必然结果。周期性变化原子核外电子排布呈现周期性的变化【概念理解】1．判断下列说法是否正确：(1)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化。(

)提示：第一周期原子最外层电子从1到2。(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(

)提示：第二周期中，O没有最高正价，F没有正价，第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋5。××(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(

)提示：原子失去电子能力越强，金属性越强；原子得电子能力越强，元素的非金属性越强。元素的金属性、非金属性与得失电子的多少没有关系。(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。(

)提示：元素的最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。××【教材挖掘】2．教材P103中描述“Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解”，向AlCl3溶液中逐渐加入足量氢氧化钠溶液，会产生什么现象？写出反应的离子方程式。【情境应用】3．氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？提示：Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？提示：过量的NaOH溶液。能力形成·合作探究学习任务一元素性质的周期性变化规律【合作探究】1871年，门捷列夫曾预言：在元素周期表中一定存在一种元素，它紧排在锌的后面，处于铝跟铟之间，门捷列夫称之为“类铝”，并预测了它将在酸液和碱液中逐渐溶解，它的氢氧化物必能溶于酸和碱中。1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析闪锌矿时发现了该元素并命名为“镓”。【学习活动1】同周期、同主族元素性质的变化规律1．(1)同周期元素从左到右，元素性质的变化存在什么规律？请从原子结构变化的角度解释其原因？提示：同周期元素从左到右，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，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(2)同主族元素从上到下，元素性质的变化存在什么规律？请从原子结构变化的角度解释其原因？提示：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，故金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。2．材料中的铝、镓、铟同在元素周期表中的第____族，三种元素的金属性规律：___________________________________。3．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。提示：元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。随着原子序数的递增，同周期元素非金属性逐渐增强，非金属性顺序为Si<P<S<Cl，所以它们氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。ⅢA铝、镓、铟三种元素的金属性逐渐增强4．试根据非金属性的强弱，比较H3PO4和HNO3的酸性强弱。提示：P和N均为第ⅤA族元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，故N的非金属性强于P的非金属性，根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。【学习活动2】同周期、同主族元素性质的变化规律的验证1．Na比Al的金属性强的实验事实有哪些？请列举两个。(1)_________________________________________；(2)_________________________。Na与H2O或酸反应比Al的相同反应容易且剧烈NaOH的碱性比Al(OH)3的强2．讨论氯的非金属性比碘强的实验事实有哪些？请指出。提示：(1)Cl2与H2化合比I2与H2化合容易(2)HCl的热稳定性比HI的强(3)HCl的还原性比HI的弱(4)HClO4的酸性比HIO4的强(5)Cl2与HI反应生成I2(6)与Fe反应时Cl2生成FeCl3，I2生成FeI2等【归纳整合】1．原子结构与元素性质的周期性变化：内容同周期(从左至右)同主族(从上到下)电子层数相同逐渐递增最外层电子数逐渐增多相同原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)逐渐增大金属单质与水或酸置换出H2的难易易→难难→易内容同周期(从左至右)同主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强逐渐减弱碱性逐渐减弱逐渐增强非金属气态氢化物形成难易难→易易→难稳定性逐渐增强逐渐减弱元素金属性逐渐减弱逐渐增强元素非金属性逐渐增强逐渐减弱2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律：(1)金属性强弱的判断依据①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。(2)非金属性强弱的判断依据①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。

【思考讨论】硫酸的酸性强于次氯酸，据此能否确定非金属性硫大于氯？提示：不能。元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，次氯酸不是氯元素最高价氧化物对应的水化物，故硫酸的酸性强于次氯酸，不能确定非金属性硫大于氯。【典例示范】【典例】下列有关元素周期律的叙述中，正确的是(

)A．氧化性强弱：F2＜Cl2B．金属性强弱：K＜NaC．酸性强弱：H3PO4＜H2SO4D．碱性强弱：NaOH＜Mg(OH)2

【解题指南】解答本题需要注意理解以下两个方面：(1)比较元素金属性与非金属性强弱的方法。(2)元素的非金属性越强，其对应单质的氧化性越强。【解析】选C。同主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐减弱，A、B错误；同周期，从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强，即最高价氧化物的水化物的碱性减弱，酸性增强，C正确，D错误。【深化思考】(1)最高价氧化物水化物的酸性：F＞O。这种说法是否正确？(关键能力—分析与推测)提示：不正确。F元素无正价，O元素无最高正价，均不存在最高价氧化物的水化物。(2)氢化物的稳定性：F＞O。这种说法是否正确？(关键能力—分析与推测)提示：正确。元素的非金属性越强，氢化物越稳定。

【规律方法】正确理解金属性、非金属性强弱比较(1)元素的非金属性强，其单质的活泼性不一定强。例如，N的非金属性强于P，但N2的活泼性没有P强。(2)比较金属性、非金属性强弱不能根据其反应中得失电子的数目多少来判断，应该根据得失电子的难易程度判断。【学以致用】

(2021·梅州高一检测)某同学为了验证元素周期律相关的结论，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。实验方案实验现象①将新制氯水滴入NaBr溶液中，振荡后加入适量CCl4溶液，振荡，静置分层，上层无色，下层橙红色②将一小块金属钠放入冷水中浮在水面上，熔成小球，四处游动，随后消失③将溴水滴入NaI溶液中，振荡后加入适量CCl4溶液，振荡，静置分层，上层无色，下层紫红色④将一小块金属钾放入冷水中浮在水面上，熔成小球，四处游动，并伴有轻微的爆炸声，很快消失回答下列问题：(1)方案①相关反应的离子方程式为______________________________。由方案①和方案③可知Cl、Br、I的非金属性由强到弱的顺序为____________(用元素符号表示)。(2)方案④相关反应的化学方程式为_________________________________。由方案②和方案④可知碱性：NaOH________(填“＞”或“＜”)KOH。(3)实验结论：同主族元素自上而下，元素的金属性逐渐________(填“增强”或“减弱”，下同)，非金属性逐渐________。【解析】(1)方案①中，Cl2与NaBr反应生成NaCl和Br2，相关反应的离子方程式为2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2，方案③中，Br2与NaI反应生成NaBr和I2，依据氧化性的传递性，可得出氧化性Cl2＞Br2＞I2，由方案①和方案③可知，Cl、Br、I的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞Br＞I。(2)方案④中，K与水反应生成KOH和H2，相关反应的化学方程式为2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。由方案②和方案④中反应的剧烈程度可知，K与水反应比Na与水反应更剧烈，则金属性Na＜K，由此可知，碱性：NaOH＜KOH。(3)由实验分析知，金属性Na＜K，由此得出同主族元素自上而下，元素的金属性逐渐增强；非金属性Cl＞Br＞I，则同主族元素自上而下，非金属性逐渐减弱。答案：(1)2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2

Cl＞Br＞I(2)2K＋2H2O===2KOH＋H2↑＜(3)增强减弱

【拔高题组】(2021·天津市北辰区高一检测)不能用元素周期律解释的是(

)A．酸性HCl>H2S>PH3B．原子半径P>S>ClC．最高正价Cl>S>PD．酸性HClO4>H2SO4>H3PO4【解析】选A。氢化物的酸性与元素在同一周期、同一主族没有递变性和规律性，不能用周期律解释，元素的非金属性与最高价氧化物对应的水化物的酸性有关，故A符合题意；同周期元素从左到右原子半径减小，则原子半径P>S>Cl，可解释，故B不符合题意；Cl、S、P的最外层电子数分别为7、6、5，最高正价为＋7、＋6、＋5，最高正价为Cl>S>P，故C不符合题意；非金属性Cl>S>P，元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，酸性强弱顺序是HClO4>H2SO4>H3PO4，故D不符合题意。【素养发展】

(1)镓是火法冶炼锌过程中的副产品，镓与铝同主族且相邻，下列有关镓和镓的化合物的说法正确的有哪些？A．常温下，Ga可与水剧烈反应放出氢气B．一定条件下，Ga可溶于盐酸和氢氧化钠C．一定条件下，Ga2O3可与NaOH反应生成盐提示：B、C。镓与铝同主族且相邻，化学性质与铝相似。Al与水常温不反应，则常温下，Ga不能与水剧烈反应放出氢气，故A错误；Al与盐酸、NaOH均反应，则一定条件下，Ga可溶于盐酸和氢氧化钠，故B正确；氧化铝与NaOH反应生成盐，则一定条件下，Ga2O3可与NaOH反应生成盐，故C正确。(2)氢氧化镓与氢氧化铝的碱性对比，谁的碱性强？提示：同主族从上到下，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故氢氧化镓的碱性大于氢氧化铝的碱性。学习任务二简单粒子半径的大小比较【合作探究】我们生活在化学世界中，人体和地球一样，都是由各种化学元素组成的，存在于地壳表层的90多种元素均可在人体组织中找到。但它们的含量和作用很不相同，有的是机体营养元素，有的是偶然进入人体的非必需元素。

【学习活动】微粒半径的比较1．元素周期表中，同周期或同主族元素原子的半径变化存在什么规律？提示：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。2．如果两种微粒，在元素周期表中不是同周期或同主族，应该如何比较其半径大小？提示：先看电子层数，电子层数越多，半径越大。如电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越大，半径越小。3．根据原子半径变化的规律，原子半径最大的元素在元素周期表的左下角，原子半径最小的元素在元素周期表的右上角，对吗？提示：不正确。原子半径最大的元素在元素周期表的左下角，原子半径最小的元素在元素周期表的左上角(氢原子半径最小)。4．人体中含有丰富的Na、Mg元素，它们在同一周期，其中原子半径较大的为________原子。提示：Na。Na、Mg为同周期元素，从左到右半径渐小。【归纳整合】粒子半径大小的比较——“四同”规律1．同周期——“序大径小”：(1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。2．同主族——“序大径大”：(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。(2)举例：碱金属：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。3．同元素：(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。4．同结构——“序大径小”：(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。(2)举例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。

【思考讨论】已知下列原子的半径：根据以上数据，磷原子的半径可能是下列数据中的哪一个。A．1.10×10－10m

B．0.80×10－10mC．1.20×10－10m D．0.70×10－10m原子NSOSi半径r/10－10m0.751.020.741.17【典例示范】【典例】(2021·天津市东丽区高一检测)下列粒子半径大小比较正确的是(

)A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<SD．Cs<Rb<K<Na【解析】选B。4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A错误；Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C错误；Na、K、Rb、Cs同属于第ⅠA族，其原子半径：r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3＋)，r(Na＋)<r(K＋)<r(Cl－)，B项正确。

【深化思考】将D项的原子改为其离子，即Cs＋、Rb＋、Na＋、K＋，试比较其半径大小(关键能力—分析与推测)。提示：Cs＋>Rb＋>K＋>Na＋。同主族元素，电子层数越多，半径越大。【学以致用】

(2021·徐州高一检测)下列各组粒子中粒子半径由大到小的是(

)A．O、Cl、S、P

B．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋

D．Li、Na、K、Cs【解析】选C。比较粒子半径有以下原则：①同周期从左到右逐渐减小，A项为P>S>Cl，②同主族从上到下逐渐增大，D项为Cs>K>Na>Li，B项为Ba2＋>Ca2＋>Mg2＋，③核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大。C项为K＋>Mg2＋>Al3＋>H＋，故只有C项正确。

【加固训练—拔高】1．下列粒子半径大小比较正确的是(

)A．原子半径：F＞ClB．原子半径：Na＞S＞ClC．离子半径：S2－＜Cl－＜K＋＜Ca2＋D．第3周期元素的离子半径从左到右逐渐减小【解析】选B。F原子与Cl原子最外层电子数相同，随着电子层数的递增原子半径逐渐增大，所以Cl的原子半径大，A项错误；Na、S、Cl是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，C项错误；第3周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，但阴离子半径大于阳离子半径，D项错误。【解析】(1)第ⅡA族元素的最外层电子数为2，随核电荷数增大，最外层电子数不变，故图B符合。(2)电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋、P3－>S2－>Cl－，最外层电子数相同，电子层越多，离子半径越大，所以离子半径：Cl－>Na＋，所以离子半径：P3－>S2－>Cl－>Na＋>Mg2＋>Al3＋，故图C符合。(3)同周期主族元素，随原子序数递增原子半径减小，故图D符合。答案：(1)B

(2)C

(3)D【素养发展】(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，半径越大；电子层数相同，核电荷数越小，半径越大；核电荷数相同，电子数越大，半径越大。(2)同周期元素中，原子半径最小的是哪族元素(除稀有气体元素)?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：阳离子形成时，失去最外层电子，形成的阳离子电子层数比对应的原子少一层，阴离子形成时，最外层得电子，形成稳定结构，电子层数不变，所以，同周期原子形成的阴离子比阳离子多一个电子层，阴离子半径大。(4)比较下列各组微粒半径，正确的是________。①Cl<Cl－<Br－ ②F－<Mg2＋<Al3＋③Ca2＋<Ca<Ba ④S2－<Se2－<Br－提示：①③。Cl－、Br－最外层电子数相同，Cl－、Br－电子层依次增多，所以离子半径Cl－＜Br－，Cl、Cl－电子层数相同，核电荷数相等，核外电子数越多，半径越大，所以Cl＜Cl－，故①正确；Al3＋、Mg2＋、F－核外电子排布相同，Al3＋、Mg2＋、F－核电荷数依次减小，所以离子半径Al3＋＜Mg2＋＜F－，故②错误；同主族自上而下原子半径增大，阳离子半径小于相应原子半径，故微粒半径Ca2＋<Ca<Ba，故③正确；④中应为S2－<Br－<Se2－，故④错误。推出同周期元素性质的周期性变化原子结构的周期性变化最外层电子数第一周期：1-2第二、三周期：1-8原子半径由大到小最高化合价第一周期：+1→0第二、三周期：+1→+7元素性质的周期性变化第三周期金属、非金属性酸碱性最高价氧化物对应水化物酸碱性周期性变化元素周期律氯气的实验室制法原理条件药品浓盐酸、MnO2加热制取装置发生装置净化装置收集装置尾气处理装置固+液→气向上排空气法（或排饱和食盐水法）NaOH溶液HCl饱和食盐水水浓硫酸Cl-检验学情诊断·课堂测评1.(水平1)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是(

)A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Mg比Na会多失去1个电子，所以Mg比Na的金属性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强【解析】选C。同主族元素从上到下，原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多，A项正确；同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，B项正确；金属性强弱不以电子得失多少为判断标准，同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，所以Mg比Na的金属性弱，C项错误；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，O比S的非金属性强，D项正确。2．(水平1)元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是(

)A．化合价B．原子半径C．元素的金属性和非金属性D．相对原子质量【解析】选D。由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。

【补偿训练】下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是(

)A．C、N、O、FB．Na、Be、B、CC．P、S、Cl、ArD．Na、Mg、Al、Si【解析】选D。A项和C项原子序数递增，而A项中F无正价，O无最高正价，C项中Ar化合价为0价；B项中的原子序数不完全呈递增性变化；D项中原子序数和最高正化合价均呈递增趋势。3．(水平1)硒被国内外医药界和营养学界尊称为“生命的火种”，享有“长寿元素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉。已知硒元素与氧元素同主族，与钾元素同周期，则下列关于硒的叙述中不正确的是(

)A．原子序数为34B．最高价氧化物的化学式为SeO3C．非金属性比较强D．气态氢化物化学式为H2Se【解析】选C。Se在S的下一周期，S的原子序数为16，则Se的原子序数为16＋18＝34，故A正确；Se与O、S等同主族，原子最外层电子数为6，最高化合价为＋6价，最高价氧化物的化学式为SeO3，故B正确；同主族元素从上到下元素的非金属性逐渐降低，则Se的非金属性较弱，故C错误；Se的最低化合价为－2价，气态氢化物化学式为H2Se，故D正确。4．(水平2)下列事实与推论相符的是(

)选项实验事实推论AH2O的沸点比H2S的沸点高非金属性：O>SB盐酸的酸性比H2SO3的酸性强非金属性：Cl>SC钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈金属性：Na>KDHF的热稳定性比HCl的强非金属性：F>Cl【解析】选D。A项，H2