高中化学新教材必修1元素周期律学案 (二十六)

元素周期律

【学习目标与素养】

1.宏观辨识与微观探析：了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。理解元素周期

律的内容和实质。了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。

2.宏观辨识：知道元素周期表的简单分区。进一步认识元素周期表是元素周期律的具体

表现形式。

3.科学态度与社会责任：体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指

导意义。

【学习重难点】

认识原子结构、元素性质呈现周期变化的规律，建构元素周期律。

了解同周期元素性质的递变规律。

分析、预测、比较元素及其化合物的性质。

体会元素周期表的重要作用。

【学习过程】

【第一课时】

（一）基础知识填充

一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律

1.原子结构的变化规律

原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数

1-21T2

3-102T8

11-1831->88

结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化

2.原子半径的变化规律

3〜10号元素LiBeBCN0FNe

原子半径/pm152898277757471—

逐渐减小

11-18号元素NaMgAlSiPsClAr

原子半径/pm18616014311711010299—

----------->

变化趋势

逐渐减小

结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化

3.元素主要化合价的变化规律

原子序数主要化合价的变化

1-2+1—->0

3〜10+1----->+5-4----->—1—+0

11-18+1----->4~7—4---->—1—->0

结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化

二、探究第三周期元素性质的递变规律

1.钠、镁、铝的性质比较

单质与水（或酸）的最高价氧化物对应

单质化学方程式

反应现象水化物的碱性强弱

与冷水剧烈反应,放

Na2Na+2H2O===2NaOH+H2tNaOH强碱

出氢气

与冷水反应缓△

Mg+2HO--------Mg(OH)2

慢，与沸水迅速反2

Mg±H21；Mg(OH)2中强碱

应，放出氢气；与酸

剧烈反应,放出氢气Mg+2HCl===MgCb+H2T

与酸迅速反应,Al（OH）3两性氢氧

Al2Al十6HC1===2A1C13+3H2T

放出氢气化物

结论：（1）金属性强弱顺序为Na>Mg>Al；

（2）随着核电荷数减小，与水（酸）反应越来越容易,氢氧化物的碱性越来越强

2.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

单质SiPsCl

最高正价+4+5+6+7

最低负价-4-3-2-1

最高价氧化物对应的水化物H2SiO3H3P04H2so4HC1O4强酸（酸性比硫酸强）

弱酸中强酸强酸

酸性强弱从左往右里-逐渐增强

3.结论

综上所述，我们可以从11〜18号元素性质的变化中得出如下结论：从左往右金属性逐渐

减弱,非金属性逐渐增强。

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周期性变化的规律。

2.实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈现周期性的变化的必然结

果。

（二）自学检测

1.判断正误（正确的打“，错误的打“X”）

（1）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小（）

（2）第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7（）

（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（）

（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

（）

答案：（1）x（2）x（3）x（4）x

2.元素性质呈周期性变化的决定因素是（）

A.元素原子半径大小呈周期性变化

B.元素相对原子质量依次递增

C.元素原子核外电子排布呈周期性变化

D.元素的最高正化合价呈周期性变化

答案：C

解析：元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。

3.原子序数为11〜17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大

（强）”“减小（弱）”或"相同（不变）”]

（1）各元素的原子半径依次,其原因是o

（2）各元素原子的电子层数,最外层电子数依次o

（3）元素的金属性逐渐,而非金属性逐渐，元素失电子能力逐渐

，得电子能力逐渐o

答案：(1)减小；电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增

大，因此原子半径减小

(2)相同；增大

(3)减弱；增强；减弱；增强

(三)重难点突破

重难点1：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Be

(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,并且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。：

重难点2：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)o

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+)o

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(Na1)<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(Fe")<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-+243+

(2)举例：r(O)>r(F-)>r(Na)>r(Mg)>r(Al)o

特别提醒：所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2

++2+

+)与r(K+)可选r(Na)为参照，可知r(K)>r(Na*)>r(Mg)o

【第二课时】

(一)基础知识填充

一、元素周期表的分区及元素化合价规律

请填写出图中序号所表示内容。

①增强;②减弱;③增强;④增强;

⑤A1；(6)Si；⑦金属;⑧非金属。

微点拨：①周期表的左下方是金属性最强的元素(钻)，右上方是非金属性最强的元素

(氟)。碱性最强的是FrOH,酸性最强的含氧酸是HC1O4。

②由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素既

能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

③元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系

主族元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而非金属的负化

合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合

价和它的负化合价的绝对值之和等于8。即：a.最高正化合价=族序数=原子最外层电子数

（0、F除外）；b.最高正化合价+最低负化合价绝对值=8。

二、元素周期表和元素周期律的应用

1.根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱（或大小）。

2.应用于元素“位置一结构一性质”的相互推断。

3.预测新元素

为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。

4.寻找新物质

（1）在金属与非金属分界处可以寻找半导体材料。

（2）研究氟、氯、硫、磷、碑附近元素,制造新农药。

（3）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

思考：（1）从第IIIA族的硼到第VIIA族的碳连成一条斜线，即为金属元素和非金属元素

的分界线，分界线附近元素的性质有何特点？这些元素可制取什么材料？

提示：分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性。这些元素可以制取

半导体材料。

（2）短周期元素R的氢化物的化学式为H2R,则该元素最高价氧化物对应水化物的化

学式是什么？

提示：该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4o

（二）自学检测

1.判断正误（正确的打“，错误的打“X”）

（1）根据元素周期律可知金属性最强的是钻，非金属性最强的是氮（）

（2）金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性（）

（3）错元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性（）

（4）在金属与非金属分界线附近寻找催化剂材料（）

答案：（1）x（2）x（3）«（4）x

2.根据元素所在元素周期表的位置，判断下列元素都能作为半导体材料的是（）

A.Si、K

B.C、Si

C.Si>Ge

D.As>Se

答案：c

解析：在元素周期表中，在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如Si、Ge可用

作半导体材料。

3.主族元素楮的最高化合价为+4价，且错位于硅的下一周期，写出“错”在周期表中的

位置________。根据错在周期表中处于金属和非金属分界线附近，预测错单质的一种用途是

=硅和错单质分别与H2反应时，反应较难进行的是（填“硅”或

“错”）o

答案：第四周期IVA族；半导体材料；错

（三）重难点突破

重难点1：同一元素的“位、构、性”关系

元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位

置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。

1.结构与位置互推是解题的基础

（1）掌握四个关系式

①电子层数=周期数。

②质子数=原子序数。

③主族元素原子最外层电子数=主族序数。

④主族元素的最高正价=族序数，最低负价=主族序数一8。

（2）熟练掌握周期表中的一些特殊规律

①各周期元素种类数（分别为2、8、8、18、18、32、32）。

②稀有气体元素原子序数（分别为2、10、18、36、54、86、118）和所在周期（分别在

一到七周期）。

③同族上下相邻元素原子序数的关系（相差2、8、18、32、32）0

④同周期IIA族与HIA族元素原子序数差值（有1、11、25等情况）。

2.性质与位置互推是解题的关键

熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：

（1）原子半径。

（2）元素的主要化合价。

（3）元素的金属性、非金属性。

（4）单质的氧化性、还原性。

（5）气态氢化物的稳定性。

（6）最高价氧化物对应水化物的酸碱性。

（7）金属从H2O或酸中置换H2的难易程度。

3.结构和性质的互推是解题的要素

（1）电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性强弱。

（2）同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。

（3）正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。

（4）判断元素金属性和非金属性强弱。

典例：下图中，a、b、c、d、e为元素周期表中前四周期的一部分元素，下列有关叙述

正确的是（）

a

b

Cd

e

A.元素b位于VIA族，有+6、一2两种常见化合价

B.五种元素中，元素e的性质最稳定

C.原子半径有d>c>b

D.元素e参与形成的化合物可以作为一种半导体材料

答案：D

解析：根据各元素在周期表中的物质可知，a、b、c、d、e分别是He、0、P、Cl、As。

元素b是0元素，位于VIA族，只有一2、一1两种常见化合价，没有+6价，A错误；五种

元素中，元素a的原子具有最外层2个电子的稳定结构，所以它的性质最稳定，B错误；同

一周期的元素，原子序数越小，原子半径越大，不同周期的元素，原子核外电子层数越多，

原子半径就越大，所以原子半径有c〉d>b,C错误；元素e处于金属与非金属交界处，所以

该元素参与形成的化合物可以作为一种半导体材料，D正确。

【反馈检测】

第一课时

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

答案：D

解析：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。

2.下列排列顺序不正确的是（）

A.原子半径：钠＞硫＞氯

B.最高价氧化物对应的水化物的酸性：HC104〉H2s04＞H3P04

C.最高正化合价：氯＞硫＞磷

D.热稳定性：碘化氢＞澳化氢＞氯化氢

答案：D

解析：钠、硫、氯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，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐

渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl〉Br＞I,所以气态氢化物的热稳定性HCl〉HBr＞HI,

D项错误。

3.X、丫两是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比丫的大，下面说元素法正

确的是（）

A.最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比丫的强

B.X的非金属性比丫的强

C.X的阴离子比丫的阴离子还原性强

D.X的气态氢化物比丫的稳定

答案：C

解析：X原子半径比丫的大，说明X在丫的左边，原子序数X比丫的小，X的非金属

性比丫的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比丫的弱，X的阴离子比丫的阴离子

还原性强，X的气态氢化物不如丫的稳定。

4.已知下列原子的半径：

原子NS0Si

半径r/10-1()m0.751.020.741.17

根据以上数据，磷原子的半径可能是（）

A.l.lOxlO-l0m

B.O.8OxlO",om

C.1.20x10-10m

D.0.70xl0r°m

答案：A

解析：根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S之间。

5.结合元素周期律和元素周期表的有关知识，用化学用语回答下列问题：

（1）在第三周期元素及其单质和化合物中，原子半径最小的元素是；氧化性最

强的单质是,还原性最强的单质是;最高价氧化物对应水化物中，最强的

碱是；形成的两性化合物、o

（2）卤族元素氢化物中最稳定的是,还原性最强的是,请总结同周

期、同主族元素性质递变规律是o

解析：（1）同一周期，核电荷数越大，原子半径越小（稀有气体除外），第三周期C1元

素核电荷数最大，故其原子半径最小；同一周期，从左到右元素非金属性逐渐增强（稀有气

体除外），C1元素非金属性最强，故单质中C12氧化性最强；同一周期，从左到右元素金属性

逐渐减弱（稀有气体除外），第三周期金属性最强的为Na；铝元素形成的两性化合物有

AI2O3、Al（0H）3。（2）卤族元素，从上到下，原子半径依次增大，原子核对最外层的电子

的吸引能力逐渐减弱，在其形成的气态氢化物中，卤族元素的原子对氢原子的吸引能力依次

减小，所以卤族元素形成的氢化物的热稳定性依次减弱，所以热稳定性：HF>HCl>HBr>HI；

同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，

元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

答案：（1）Cl；Ch；Na；NaOH；Al（OH）3；AI2O3

（2）HF；HI；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同

一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

第二课时

1.元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。下列说法正确的是

（）

A.同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性

B.第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数

C.短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构

D.同一主族元素的原子、最外层电子数相同，化学性质完全相同

答案:B

解析：位于周期表中金属与非金属分界线上的元素（如AD既能表现金属性，又能表现

非金属性，A错；H'最外层无电子，H\最外层只有两个电子，C错；同主族元素的原

子，化学性质有相似性，但并不完全相同，D错；第三周期元素的最高正化合价由IA〜VDA

族分别为+1、+2、+3、+4、+5、+6、+7价等于它所处的主族序数，B正确。

2.科学家已正式将原子序数为114的元素命名为车夫，下面关于它的原子结构和性质预

测不正确的是（）

A.该元素原子的最外层电子数为4

B.其常见价态为+2、+4

C.它的金属性比铅强

D.它的原子半径比第115号元素的原子半径小

答案：D

解析：根据114号元素的原子序数，可推知该元素在周期表中位于第七周期，第IVA

族，其与碳是同一主族元素，该元素最外层电子数为4,其有+2价、+4价，A、B项正

确；114号元素与铅为同一主族元素，根据同主族元素从上到下金属性逐渐增强，可知该元

素的金属性比铅强，C项正确；114号元素与115号元素位于同一周期，根据同周期元素原子

半径逐渐减小可知，114号原子半径大于115号原子半径，D项不正确。

3.第IIA族元素从第二周期到第六周期的元素分别是Be（钺）、Mg（镁）、Ca（钙）、

Sr（锢）、Ba（领）。下列关于HA族元素预言可能正确的是（）

①常温下，单质镀能与水剧烈反应放出H2

②常温下，单质钢能与水剧烈反应放出H2

③Be（OH）2易溶于水

④Ba（OH）2易溶于水

⑤SrCO3易溶于水

A.①②③

B.③⑤

C.②④

D.①②③④⑤

答案：C

解析：同主族从上到下，金属性逐渐增强，与水反应越来越剧烈，即常温下，单质钢能

与水剧烈反应放出H2,①错误，②正确；Mg（OH）2难溶于水，Ca（OH）2微溶于水，推

出Be（OH）2难溶于水，③错误；Ba（OH）2是易溶于水的强碱，④正确；根据MgCCh、

CaCCh、BaCCh难溶于水，因此SrCCh难溶于水，⑤错误。

4.如图所示，元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。

IHAIIVAIVAIVIAIWA

第二周期B

第三周期Al[Si

第四周期Ge•As