资源简介 第二节 元素周期律第1课时 元素性质的周期性变化规律[核心素养发展目标] 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化,认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律,会比较元素的金属性或非金属性的强弱,促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化1.原子核外电子排布的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。2.原子半径的周期性变化以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。提醒 原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA族~第ⅦA族之间的变化规律,不包括稀有气体元素。思考1 试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。(1)Mg Ca K; (2)P S Cl; (3)Fe3+ Fe2+ Fe; (4)S2- Cl- Na+ Mg2+。 提示 (1)< < (2)> > (3)< < (4)> > >“三看法”比较微粒半径的大小一看层,层多径大;二看核,层同核多径小;三看电子,层同核同电子多径大,如Cl->Cl、Fe2+>Fe3+。3.元素化合价的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈周期性变化,即每周期,最高正价为+1→+7(O无最高正价、F无正价),负价为-4→-1。思考2 主族元素的最高化合价等于其族序数,这句话对吗 为什么 提示 不对。主族元素形成最高化合价时,失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构,但O、F元素因原子半径很小,非金属性很强,所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子,故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。(3)H的最高价为+1,最低价为-1。1.判断正误(1)第二周期元素从左至右,最高正价从+1递增到+7 ( )(2)原子半径最小的元素是氢元素 ( )(3)氢元素除了有+1价外,也可以有-1价,如NaH ( )(4)主族元素的最低负价等于其族序数-8 ( )(5)第三周期原子半径最大的元素为钠 ( )答案 (1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)√2.下列说法正确的是 ( )A.原子序数越大,原子半径一定越大B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复D.按C、N、O、F的顺序,元素的最高正化合价依次升高答案 C解析 主族元素的原子半径随原子序数的递增呈周期性变化,故A错误;氯原子比锂原子多一个电子层,但原子半径:r(Li)>r(Cl),故B错误;元素性质的周期性变化不是简单的重复,变化的程度不同,变化的起点和终点也不同,故C正确;氟是最活泼的非金属元素,它只有负化合价,没有正化合价,故D项错误。3.(2024·海口长流中学高一月考)若某非金属元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HnXOm,则X元素的族序数为 ,它的最高价氧化物的化学式为 ,氢化物的化学式为 。 答案 2m-n X2O2m-n H(8-2m+n)X解析 HnXOm中H为+1价,O为-2价,则X为+(2m-n)价,元素的主族序数等于最外层电子数,则X元素的族序数为2m-n;它的最高价氧化物的化学式为X2O2m-n,其最低负价为2m-n-8=-(8-2m+n),则其氢化物为H(8-2m+n)X。二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。1.预测:元素性质的递变规律第三周期元素电子层数相同,由左向右核电荷数依次增多,原子半径依次减小,失电子的能力依次减弱,得电子的能力依次增强,预测它们的金属性依次减弱,非金属性依次增强。2.实验探究:金属性的递变规律(1)Na、Mg元素金属性强弱比较原理 金属与水反应置换出H2的难易程度操作现象 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应,溶液变成浅红色化学反应 - Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑结论 结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg容易,则金属性:Na>Mg(2)Mg、Al元素金属性强弱比较原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱物质 Al(OH)3 Mg(OH)2操作现象 A中沉淀溶解 B中沉淀溶解 C中沉淀溶解 D中沉淀不溶解A、B、C、D试管中的离子方程式 A:Al(OH)3+3H+Al3++3H2O B:Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]- C:Mg(OH)2+2H+Mg2++2H2O D:不反应结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:Na>Mg>Al思考1 下列物质①NaHCO3 ②Na2CO3 ③Al(OH)3 ④AlCl3 ⑤Al ⑥Al2O3中,既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应的是 。 答案 ①③⑤⑥解析 ②Na2CO3只能与盐酸反应生成NaCl、CO2和H2O,不能与NaOH溶液反应;④AlCl3只能与NaOH溶液反应,不能与盐酸反应。3.信息获取:非金属性的递变规律Si P S Cl判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或 点燃由易到难的顺序是Cl、S、P、Si判断依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸 (酸性比 H2SO4强)酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3结论 随着原子序数的递增,同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强,非金属性逐渐增强4.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的变化。(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。思考2 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的原因。提示 在同一周期中,各元素的原子核外电子层数虽然相同,但从左至右,随核电荷数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强。1.判断正误(1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4 ( )(2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性 ( )(3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应 ( )(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C ( )(5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性 ( )答案 (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)×2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是 ( )A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强D.从左到右,元素最高正化合价从+1递变到+7(氧、氟除外),最低负化合价从-4递变到-1答案 B解析 同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,A项正确;同周期主族元素从左到右,单质的氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱,B项错误;同周期主族元素从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,故元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强,C项正确;同周期主族元素从左到右,元素的最高正化合价呈现从+1到+7(氧、氟除外),最低负化合价呈现从-4到-1的周期性变化,D项正确。3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是 ( )A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>MgB.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>OC.KOH的碱性强于 Ca(OH)2,金属性:K>CaD.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S答案 D解析 依据元素周期律,金属与水反应越剧烈,失电子能力越强,金属性越强,Na比Mg与冷水反应剧烈,则金属性:Na>Mg,A不符合题意;非金属性越强,非金属单质与氢气化合越剧烈,F2比O2更容易与H2化合,所以非金属性:F>O,B不符合题意;金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,KOH的碱性强于 Ca(OH)2,所以金属性:K>Ca,C不符合题意;非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,虽然盐酸的酸性强于H2SO3,但盐酸是无氧酸,且H2SO3也不是S元素的最高价含氧酸,所以不能得出:非金属性:Cl>S,D符合题意。 1.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4,则该元素原子的最外层电子数为 ( )A.4 B.5 C.6 D.7答案 C解析 设该元素的最高正价为x,最低负价为y,则,解得x=6,y=-2,因此该原子的最外层电子数为6。2.(2024·安徽宿州高一期末)下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是 ( )A.氧化性:Cl2>Br2>I2B.失电子能力:K>Na>LiC.酸性:HClO4>H2SO4>H2SO3D.原子半径:N>O>H答案 C解析 元素周期表中同主族从下到上,同周期从左到右,元素的非金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的酸性增强,亚硫酸中硫不是最高价,酸性:HClO4>H2SO4>H2SO3,不能用元素周期律解释,故选C。3.下列有关微粒半径大小关系比较中,正确的是 ( )A.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)B.原子X与Y的原子序数:X>Y,则原子半径一定是XC.微粒X+与Y-的核外电子排布相同,则离子半径:X+>Y-D.同一主族非金属元素原子半径:X>Y,则非金属性:X>Y答案 A解析 同一元素不同粒子,核外电子数越多,半径越大,r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+),A正确;原子X与Y的原子序数:X>Y,若X周期数远大于Y,则原子半径:X>Y,B错误;微粒X+与Y-的核外电子排布相同,则离子半径:X+Y,则原子序数:X>Y,非金属性:X4.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题:(1)C在元素周期表中的位置为 ,在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中,稳定性最差的氢化物的化学式为 。 (2)用“>”“<”或“=”填空。离子半径 酸性 得电子能力O2- Al3+ H2SO4 HClO4 35Cl 37Cl (3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。①仪器B的名称为 ,干燥管D的作用是 。 ②若要证明非金属性:Cl>I,则A中加浓盐酸,B中加KMnO4(KMnO4与浓盐酸常温下反应生成Cl2),C中加KI 淀粉溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。从环境保护的观点考虑,此装置缺少尾气处理装置,请用离子方程式表示尾气处理原理: 。 ③已知H2SiO3是白色沉淀,酸性比H2CO3弱。若要证明非金属性:C>Si,则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性,可进入C中干扰实验,应在两装置间添加装有 溶液的洗气瓶。 答案 (1)第二周期第ⅣA族 SiH4 (2)> < = (3)①锥形瓶 防倒吸 ②变蓝 Cl2+2OH-Cl-+ClO-+H2O ③有白色沉淀生成 饱和NaHCO3解析 (1)C的原子序数为6,位于周期表中第二周期第ⅣA族。在CH4、H2O、SiH4、H2S、HCl几种氢化物中,SiH4的稳定性最差。(2)由于O2-、Al3+具有相同的电子层结构,原子序数越小,其离子半径越大,所以O2-的离子半径大于Al3+的离子半径。Cl的非金属性大于S,所以H2SO4的酸性小于HClO4的酸性。35Cl和37Cl互为同位素,其电子排布相同,得电子能力也相同。(3)①由于Cl2与装置C中的溶液反应后导致装置B中压强降低形成倒吸,干燥管D能起到防倒吸作用。②本实验利用KMnO4与浓盐酸反应制备氯气,然后让氯气与KI 淀粉溶液反应,根据溶液颜色的变化来判断Cl2能否从KI中置换出I2,进而比较氯和碘的非金属性强弱。过量的氯气会逸散到空气中,污染环境,可用NaOH等溶液吸收。③利用强酸制弱酸的原理比较硅和碳的非金属性强弱,制CO2过程中有杂质HCl存在,不能说明一定是CO2与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀,故应先用饱和NaHCO3溶液除去HCl。第二节 元素周期律第1课时 元素性质的周期性变化规律[核心素养发展目标] 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化,认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律,会比较元素的金属性或非金属性的强弱,促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化1.原子核外电子排布的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下:规律: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.原子半径的周期性变化以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现__________的周期性变化。思考1 试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。(1)Mg__________Ca__________K; (2)P S Cl; (3)Fe3+ Fe2+ Fe; (4)S2- Cl- Na+ Mg2+。 “三看法”比较微粒半径的大小一看层,层多径大;二看核,层同核多径小;三看电子,层同核同电子多径大,如Cl->Cl、Fe2+>Fe3+。3.元素化合价的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈__________变化,即每周期,最高正价为__________(O无最高正价、F无正价),负价为__________。思考2 主族元素的最高化合价等于其族序数,这句话对吗 为什么 主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。(3)H的最高价为+1,最低价为-1。1.判断正误(1)第二周期元素从左至右,最高正价从+1递增到+7( )(2)原子半径最小的元素是氢元素( )(3)氢元素除了有+1价外,也可以有-1价,如NaH( )(4)主族元素的最低负价等于其族序数-8( )(5)第三周期原子半径最大的元素为钠( )2.下列说法正确的是( )A.原子序数越大,原子半径一定越大B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复D.按C、N、O、F的顺序,元素的最高正化合价依次升高3.(2024·海口长流中学高一月考)若某非金属元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HnXOm,则X元素的族序数为 ,它的最高价氧化物的化学式为 ,氢化物的化学式为 。 二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。1.预测:元素性质的递变规律第三周期元素电子层数__________,由左向右核电荷数依次增多,原子半径依次__________,失电子的能力依次__________,得电子的能力依次__________,预测它们的金属性依次__________,非金属性依次__________。2.实验探究:金属性的递变规律(1)Na、Mg元素金属性强弱比较原理 金属与水反应置换出H2的难易程度操作现象 镁条表面附着__________ 剧烈反应,溶液变成浅红色化学反应 - Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑结论 结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg__________,则金属性:__________(2)Mg、Al元素金属性强弱比较原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱物质 Al(OH)3 Mg(OH)2操作现象 A中沉淀__________ B中沉淀__________ C中沉淀__________ D中沉淀__________A、B、C、D试管中的离子方程式 A:____________________ B:____________________ C:____________________ D:__________结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:__________思考1 下列物质①NaHCO3 ②Na2CO3 ③Al(OH)3 ④AlCl3 ⑤Al ⑥Al2O3中,既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应的是 。 3.信息获取:非金属性的递变规律Si P S Cl判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或 点燃由易到难的顺序是__________判断依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸 (酸性比 H2SO4强)酸性:_______>________>________>________结论 随着原子序数的递增,同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力__________,非金属性__________4.元素周期律(1)内容:元素的性质随着__________的递增而呈周期性的变化。(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子的__________周期性变化的必然结果。思考2 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的原因。1.判断正误(1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4( )(2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性( )(3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应( )(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C( )(5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性( )2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是( )A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强D.从左到右,元素最高正化合价从+1递变到+7(氧、氟除外),最低负化合价从-4递变到-13.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是( )A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>MgB.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>OC.KOH的碱性强于 Ca(OH)2,金属性:K>CaD.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S 1.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4,则该元素原子的最外层电子数为( )A.4 B.5 C.6 D.72.(2024·安徽宿州高一期末)下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是( )A.氧化性:Cl2>Br2>I2B.失电子能力:K>Na>LiC.酸性:HClO4>H2SO4>H2SO3D.原子半径:N>O>H3.下列有关微粒半径大小关系比较中,正确的是( )A.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)B.原子X与Y的原子序数:X>Y,则原子半径一定是XC.微粒X+与Y-的核外电子排布相同,则离子半径:X+>Y-D.同一主族非金属元素原子半径:X>Y,则非金属性:X>Y4.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题:(1)C在元素周期表中的位置为 ,在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中,稳定性最差的氢化物的化学式为 。 (2)用“>”“<”或“=”填空。离子半径 酸性 得电子能力O2- Al3+ H2SO4 HClO4 35Cl 37Cl (3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。①仪器B的名称为 ,干燥管D的作用是 。 ②若要证明非金属性:Cl>I,则A中加浓盐酸,B中加KMnO4(KMnO4与浓盐酸常温下反应生成Cl2),C中加KI 淀粉溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。从环境保护的观点考虑,此装置缺少尾气处理装置,请用离子方程式表示尾气处理原理: 。 ③已知H2SiO3是白色沉淀,酸性比H2CO3弱。若要证明非金属性:C>Si,则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性,可进入C中干扰实验,应在两装置间添加装有 溶液的洗气瓶。 答案精析一、1.由1到82.由大到小思考1 (1)< < (2)> > (3)< <(4)> > >3.周期性 +1→+7 -4→-1思考2 不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。应用体验1.(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)√2.C3.2m-n X2O2m-n H(8-2m+n)X解析 HnXOm中H为+1价，O为-2价，则X为+(2m-n)价，元素的主族序数等于最外层电子数，则X元素的族序数为2m-n；它的最高价氧化物的化学式为X2O2m-n，其最低负价为2m-n-8=-(8-2m+n)，则其氢化物为H(8-2m+n)X。二、1.相同 减小 减弱 增强 减弱 增强2.(1)少量气泡 容易 Na>Mg (2)溶解 溶解 溶解 不溶解 Al(OH)3+3H+Al3++3H2O Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]- Mg(OH)2+2H+Mg2++2H2O 不反应 Na>Mg>Al思考1 ①③⑤⑥3.Cl、S、P、Si HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 逐渐增强 逐渐增强4.(1)原子序数 (2)核外电子排布思考2 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。应用体验1.(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)×2.B3.D [依据元素周期律，金属与水反应越剧烈，失电子能力越强，金属性越强，Na比Mg与冷水反应剧烈，则金属性：Na>Mg，A不符合题意；非金属性越强，非金属单质与氢气化合越剧烈，F2比O2更容易与H2化合，所以非金属性：F>O，B不符合题意；金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，KOH的碱性强于 Ca(OH)2，所以金属性：K>Ca，C不符合题意；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，虽然盐酸的酸性强于H2SO3，但盐酸是无氧酸，且H2SO3也不是S元素的最高价含氧酸，所以不能得出：非金属性：Cl>S，D符合题意。]随堂演练 知识落实1.C 2.C3.A [同一元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大，r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)，A正确；原子X与Y的原子序数：X>Y，若X周期数远大于Y，则原子半径：X>Y，B错误；微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+Y，则原子序数：X>Y，非金属性：X4.(1)第二周期第ⅣA族 SiH4 (2)> < = (3)①锥形瓶 防倒吸 ②变蓝 Cl2+2OH-Cl-+ClO-+H2O③有白色沉淀生成 饱和NaHCO3解析 (1)C的原子序数为6，位于周期表中第二周期第ⅣA族。在CH4、H2O、SiH4、H2S、HCl几种氢化物中，SiH4的稳定性最差。(2)由于O2-、Al3+具有相同的电子层结构，原子序数越小，其离子半径越大，所以O2-的离子半径大于Al3+的离子半径。Cl的非金属性大于S，所以H2SO4的酸性小于HClO4的酸性。35Cl和37Cl互为同位素，其电子排布相同，得电子能力也相同。(3)①由于Cl2与装置C中的溶液反应后导致装置B中压强降低形成倒吸，干燥管D能起到防倒吸作用。②本实验利用KMnO4与浓盐酸反应制备氯气，然后让氯气与KI 淀粉溶液反应，根据溶液颜色的变化来判断Cl2能否从KI中置换出I2，进而比较氯和碘的非金属性强弱。过量的氯气会逸散到空气中，污染环境，可用NaOH等溶液吸收。③利用强酸制弱酸的原理比较硅和碳的非金属性强弱，制CO2过程中有杂质HCl存在，不能说明一定是CO2与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀，故应先用饱和NaHCO3溶液除去HCl。(共90张PPT)元素性质的周期性变化规律第1课时第四章 第二节<<<核心素养发展目标1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化,认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律,会比较元素的金属性或非金属性的强弱,促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。内容索引一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律课时对点练随堂演练 知识落实核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化><一1.原子核外电子排布的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下:规律: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)。由1到8一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化2.原子半径的周期性变化以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现__________的周期性变化。由大到小提醒 原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA族~第ⅦA族之间的变化规律,不包括稀有气体元素。思考1 试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。(1)Mg Ca K; (2)P S Cl; (3)Fe3+ Fe2+ Fe; (4)S2- Cl- Na+ Mg2+。 <<>><<>>>归纳总结“三看法”比较微粒半径的大小一看层,层多径大;二看核,层同核多径小;三看电子,层同核同电子多径大,如Cl->Cl、Fe2+>Fe3+。3.元素化合价的周期性变化以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈______变化,即每周期,最高正价为______(O无最高正价、F无正价),负价为______。周期性+1→+7-4→-1思考2 主族元素的最高化合价等于其族序数,这句话对吗 为什么 提示 不对。主族元素形成最高化合价时,失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构,但O、F元素因原子半径很小,非金属性很强,所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子,故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。归纳总结主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。(3)H的最高价为+1,最低价为-1。1.判断正误(1)第二周期元素从左至右,最高正价从+1递增到+7(2)原子半径最小的元素是氢元素(3)氢元素除了有+1价外,也可以有-1价,如NaH(4)主族元素的最低负价等于其族序数-8(5)第三周期原子半径最大的元素为钠×√√×√2.下列说法正确的是A.原子序数越大,原子半径一定越大B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复D.按C、N、O、F的顺序,元素的最高正化合价依次升高√主族元素的原子半径随原子序数的递增呈周期性变化,故A错误;氯原子比锂原子多一个电子层,但原子半径:r(Li)>r(Cl),故B错误;元素性质的周期性变化不是简单的重复,变化的程度不同,变化的起点和终点也不同,故C正确;氟是最活泼的非金属元素,它只有负化合价,没有正化合价,故D项错误。3.(2024·海口长流中学高一月考)若某非金属元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HnXOm,则X元素的族序数为 ,它的最高价氧化物的化学式为 ,氢化物的化学式为 。 2m-nX2O2m-nH(8-2m+n)XHnXOm中H为+1价,O为-2价,则X为+(2m-n)价,元素的主族序数等于最外层电子数,则X元素的族序数为2m-n;它的最高价氧化物的化学式为X2O2m-n, 其最低负价为2m-n-8=-(8-2m+n),则其氢化物为H(8-2m+n)X。返回><二同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。1.预测:元素性质的递变规律第三周期元素电子层数______,由左向右核电荷数依次增多,原子半径依次_____,失电子的能力依次_____,得电子的能力依次_____,预测它们的金属性依次_____,非金属性依次_____。二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律相同减小减弱增强减弱增强2.实验探究:金属性的递变规律(1)Na、Mg元素金属性强弱比较原理 金属与水反应置换出H2的难易程度操作 现象 镁条表面附着_________ 剧烈反应,溶液变成浅红色少量气泡原理 金属与水反应置换出H2的难易程度化学反应 - Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑结论 结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg______,则金属性:________容易Na>Mg(2)Mg、Al元素金属性强弱比较原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱物质 Al(OH)3 Mg(OH)2操作 现象 A中沉淀_____ B中沉淀_____ C中沉淀_____D中沉淀_______A、B、C、D试管中的离子方程式 A:__________________ __________ B:__________________ __________ C:____________________________D:_______结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:___________溶解溶解溶解不溶解Al(OH)3+3H+===Al3++3H2OAl(OH)3+OH-===[Al(OH)4]-Mg(OH)2+2H+===Mg2++2H2O不反应Na>Mg>Al思考1 下列物质①NaHCO3 ②Na2CO3 ③Al(OH)3 ④AlCl3 ⑤Al ⑥Al2O3中,既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应的是 。①③⑤⑥②Na2CO3只能与盐酸反应生成NaCl、CO2和H2O,不能与NaOH溶液反应;④AlCl3只能与NaOH溶液反应,不能与盐酸反应。3.信息获取:非金属性的递变规律 Si P S Cl判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与 氢气反应 加热 光照或点燃由易到难的顺序是______________Cl、S、P、Si Si P S Cl判断依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)酸性:______>_______>_______>_______结论 随着原子序数的递增,同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力_________,非金属性_________HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3逐渐增强逐渐增强4.元素周期律(1)内容:元素的性质随着_________的递增而呈周期性的变化。(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子的_____________周期性变化的必然结果。原子序数核外电子排布思考2 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的原因。提示 在同一周期中,各元素的原子核外电子层数虽然相同,但从左至右,随核电荷数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强。1.判断正误(1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4(2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性(3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C(5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性×√×××2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强D.从左到右,元素最高正化合价从+1递变到+7(氧、氟除外),最低负化合价从-4递变到-1√同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,A项正确;同周期主族元素从左到右,单质的氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱,B项错误;同周期主族元素从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,故元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强,C项正确;同周期主族元素从左到右,元素的最高正化合价呈现从+1到+7(氧、氟除外),最低负化合价呈现从-4到-1的周期性变化,D项正确。3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>MgB.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>OC.KOH的碱性强于 Ca(OH)2,金属性:K>CaD.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S√依据元素周期律,金属与水反应越剧烈,失电子能力越强,金属性越强,Na比Mg与冷水反应剧烈,则金属性:Na>Mg,A不符合题意;非金属性越强,非金属单质与氢气化合越剧烈,F2比O2更容易与H2化合,所以非金属性:F>O,B不符合题意;金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,KOH的碱性强于 Ca(OH)2,所以金属性:K>Ca,C不符合题意;非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,虽然盐酸的酸性强于H2SO3,但盐酸是无氧酸,且H2SO3也不是S元素的最高价含氧酸,所以不能得出:非金属性:Cl>S,D符合题意。返回随堂演练 知识落实1.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4,则该元素原子的最外层电子数为A.4 B.5 C.6 D.7√1234设该元素的最高正价为x,最低负价为y,则,解得x=6,y=-2,因此该原子的最外层电子数为6。12342.(2024·安徽宿州高一期末)下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是A.氧化性:Cl2>Br2>I2B.失电子能力:K>Na>LiC.酸性:HClO4>H2SO4>H2SO3D.原子半径:N>O>H√元素周期表中同主族从下到上,同周期从左到右,元素的非金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的酸性增强,亚硫酸中硫不是最高价,酸性:HClO4>H2SO4>H2SO3,不能用元素周期律解释,故选C。3.下列有关微粒半径大小关系比较中,正确的是A.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)B.原子X与Y的原子序数:X>Y,则原子半径一定是XC.微粒X+与Y-的核外电子排布相同,则离子半径:X+>Y-D.同一主族非金属元素原子半径:X>Y,则非金属性:X>Y1234√1234同一元素不同粒子,核外电子数越多,半径越大,r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+),A正确;原子X与Y的原子序数:X>Y,若X周期数远大于Y,则原子半径:X>Y,B错误;微粒X+与Y-的核外电子排布相同,则离子半径:X+同一主族元素随原子序数变大,原子半径依次变大,同一主族非金属元素原子半径:X>Y,则原子序数:X>Y,非金属性:X4.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题:(1)C在元素周期表中的位置为 ,在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中,稳定性最差的氢化物的化学式为 。 1234第二周期第ⅣA族SiH4C的原子序数为6,位于周期表中第二周期第ⅣA族。在CH4、H2O、SiH4、H2S、HCl几种氢化物中,SiH4的稳定性最差。1234(2)用“>”“<”或“=”填空。离子半径 酸性 得电子能力O2- Al3+ H2SO4 HClO4 35Cl 37Cl 由于O2-、Al3+具有相同的电子层结构,原子序数越小,其离子半径越大,所以O2-的离子半径大于Al3+的离子半径。Cl的非金属性大于S,所以H2SO4的酸性小于HClO4的酸性。35Cl和37Cl互为同位素,其电子排布相同,得电子能力也相同。><=1234(3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。①仪器B的名称为 ,干燥管D的作用是 。 锥形瓶防倒吸由于Cl2与装置C中的溶液反应后导致装置B中压强降低形成倒吸,干燥管D能起到防倒吸作用。1234②若要证明非金属性:Cl>I,则A中加浓盐酸,B中加KMnO4 (KMnO4与浓盐酸常温下反应生成Cl2),C中加KI 淀粉溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。从环境保护的观点考虑,此装置缺少尾气处理装置,请用离子方程式表示尾气处理原理: 。 变蓝Cl2+2OH-===Cl-+ClO-+H2O1234本实验利用KMnO4与浓盐酸反应制备氯气,然后让氯气与KI 淀粉溶液反应,根据溶液颜色的变化来判断Cl2能否从KI中置换出I2,进而比较氯和碘的非金属性强弱。过量的氯气会逸散到空气中,污染环境,可用NaOH等溶液吸收。1234③已知H2SiO3是白色沉淀,酸性比H2CO3弱。若要证明非金属性:C>Si,则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液,观察到C中溶液 的现象,即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性,可进入C中干扰实验,应在两装置间添加装有 溶液的洗气瓶。 有白色沉淀生成饱和NaHCO31234返回利用强酸制弱酸的原理比较硅和碳的非金属性强弱,制CO2过程中有杂质HCl存在,不能说明一定是CO2与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀,故应先用饱和NaHCO3溶液除去HCl。课时对点练题组一 1~18号元素性质的周期性变化规律1.如图表示1~18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示A.电子层数B.最外层电子数C.最高化合价D.原子半径√1234567891011121314151234567891011121315142.下列说法正确的是A.随着元素原子序数的递增,P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高B.随着元素原子序数的递增,Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低C.原子序数为15的元素最高化合价为+3D.随着原子序数的递增,第三周期主族元素的最高正化合价依次升高√123456789101112131514A项,P、S、Cl的最高正化合价依次升高,但是Ar为稀有气体,主要化合价为0,错误;C项,P的最高化合价为+5,错误;D项,第三周期主族元素从Na到Cl的最高正化合价从+1到+7,依次升高,正确。1234567891011121315143.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、F B.Na、Be、B、CC.H、Li、Na、Mg D.Na、Mg、Al、Si√1234567891011121315144.下列粒子半径大小顺序正确的是A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+C.NaD.Cs√123456789101112131514四种离子核外电子排布相同,随着核电荷数的增加,离子半径依次减小,即Al3+由于S2-、Cl-比Na+、Al3+多一个电子层,则S2-、Cl-的半径比Na+、Al3+的大,而S2-、Cl-和Na+、Al3+分别为核外电子排布相同的离子,则核电荷数越大,离子半径越小,故S2->Cl->Na+>Al3+,B正确;Na、Mg、Al、S属于同周期元素,随着核电荷数的增加,原子半径依次减小,C错误;123456789101112131514Cs、Rb、K、Na属于同主族元素,同主族元素随着核电荷数增加,原子半径依次增大,D错误。123456789101112131514题组二 元素周期律5.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增大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√123456789101112131514结构决定性质,即原子的核外电子排布尤其是最外层电子排布决定了元素的性质。1234567891011121315146.比较镁和铝元素金属性强弱的方法正确的是A.将空气中放置已久的两种元素的单质分别与热水作用,比较产生气泡的快慢B.比较两种金属的熔点C.氢氧化镁的碱性比氢氧化铝强D.将形状、大小相同的两种金属单质与足量盐酸反应,比较产生气体的量√123456789101112131514将空气中久置的镁和铝分别置于热水中,由于二者表面有氧化膜,所以不与水反应,均无现象,故A错误;熔点属于物理性质,不能用于比较元素的金属性,故B错误;最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则对应元素的金属性越强,因为碱性:Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明镁、铝金属性依次减弱,故C正确;比较产生气体的量,不能判断金属性强弱,应比较金属和酸反应的剧烈程度,故D错误。1234567891011121315147.(2023·温州高一期中)硫的非金属性不如氧强,下列叙述不能说明这一事实的是A.S+O2 SO2,O2是氧化剂,S是还原剂B.硫是淡黄色固体,氧气是无色气体C.H2S H2+S、2H2O 2H2↑+O2↑D.硫化氢溶液露置在空气中易变浑浊√123456789101112131514S+O2 SO2,O2是氧化剂,S是还原剂,说明氧气的氧化性强于S,而单质的氧化性越强,元素的非金属性越强,即能说明S的非金属性不如O强,故A不选;硫是淡黄色固体、氧气是无色气体与元素的非金属性强弱无关,不能说明S的非金属性不如O强,故B选;123456789101112131514H2S H2+S、2H2O 2H2↑+O2↑,说明水比硫化氢更稳定,而氢化物的稳定性越强,元素的非金属性越强,即能说明S的非金属性不如O强,故C不选;硫化氢溶液在空气中变浑浊,是由于氧气将硫化氢氧化为硫单质,氧气做氧化剂,S为氧化产物,氧气的氧化性强于S,而单质的氧化性越强,元素的非金属性越强,即能说明S的非金属性不如O强,故D不选。1234567891011121315148.(2024·河北唐山高一期末)根据元素周期律,对下列事实进行推测,其中推测不合理的是选项 事实 推测A Li与水反应缓慢,Na与水反应较快 Rb(第ⅠA族元素的单质)与水反应更剧烈B H2SO4是强酸,HClO4也是强酸 H3PO4属于强酸C F2的沸点为-188.1 ℃,Cl2的沸点为-34.6 ℃ Br2的沸点大于-34.6 ℃D F2与H2在暗处剧烈化合,Cl2与H2光照或点燃时反应 Br2与H2反应需要加热到一定温度√123456789101112131514H3PO4属于中强酸,故选B。1234567891011121315149.(2024·乌鲁木齐高一期末)已知X、Y、Z、W原子序数都不超过18,它们的离子aX(n+1)+、bYn+、cZ(n+1)-、dWn-具有相同的电子层结构,则下列说法正确的是A.原子序数:a>b>d>cB.离子半径:X(n+1)+>Yn+>Z(n+1)->Wn-C.离子氧化性:Yn+>X(n+1)+D.单质氧化性:Z>W√123456789101112131514由题意知,aX(n+1)+、bYn+、cZ(n+1)-、dWn-具有相同的电子层结构,则X、Y为第三周期元素,Z、W为第二周期元素,且X在Y的右边,Z在W的左边,则原子序数:a>b>d>c,A正确;具有相同电子层结构的离子,原子序数越大,离子半径越小,则离子半径:Z(n+1)->Wn->Yn+>X(n+1)+,B错误;元素的金属性越强,对应离子的氧化性越弱,则离子氧化性:Yn+根据原子序数:d>c,故单质的氧化性:W>Z,D错误。12345678910111213151410.五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示,下列叙述正确的是A.元素X可能为氢或锂B.原子半径:r(Y)>r(M)C.Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中D.H3MO4的酸性比HWO4的强√123456789101112131514X的常见化合价为+1,其原子序数小于其他四种元素,则元素X可能为H或Li;Z的常见化合价为+3,M的常见化合价为-3,原子序数:M>Z,则M为P,Z为Al;W的常见化合价为-1,其原子序数最大,则W为Cl。元素X可能为H或Li,A项正确;123456789101112131514N和P为同主族元素,电子层数越多,原子半径越大,则原子半径:r(N)Al(OH)3为两性氢氧化物,能溶解在KOH溶液中,C项错误;非金属性:P11.某学习小组探究元素周期律,设计了如图所示装置,以完成非金属性强弱比较的研究,下列各组实验中所选用试剂与实验目的相匹配的是实验 序号 试剂 实验目的:证明非金属性强弱a b c① 浓盐酸 二氧化锰 溴化钠溶液 Cl>Br② 浓盐酸 碳酸钠 硅酸钠溶液 Cl>C>Si③ 稀硝酸 石灰石 硅酸钠溶液 N>C>Si④ 稀硫酸 纯碱 硅酸钠溶液 S>C>SiA.④ B.①②④ C.①③ D.③④√123456789101112131514123456789101112131514浓盐酸和二氧化锰反应制取氯气,需要加热,故①不选;盐酸是无氧酸,盐酸的酸性强于碳酸,不能证明非金属性:Cl>C,碳酸钠和浓盐酸反应制取的二氧化碳中含有氯化氢,氯化氢也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀,不能说明非金属性:C>Si,故②不选;123456789101112131514稀硝酸和石灰石反应生成二氧化碳,证明非金属性:N>C,硝酸易挥发,石灰石和硝酸反应制取的二氧化碳中含有硝酸蒸气,硝酸蒸气也能和硅酸钠反应生成硅酸沉淀,不能说明非金属性:C>Si,故③不选;稀硫酸和碳酸钠反应生成二氧化碳,证明非金属性:S>C,二氧化碳和硅酸钠反应生成硅酸沉淀,说明非金属性:C>Si,故④选。12345678910111213151412.如图表示部分短周期元素的原子半径和最高正价、最低负价随原子序数的变化情况,下列有关说法正确的是A.最高正价的顺序:g>c>bB.形成的简单离子半径:d>e>b>cC.d与c形成的化合物中阴、阳离子个数比不一定为1∶2D.简单气态氢化物的稳定性:g>f>a√123456789101112131514由原子半径大小可知,a、b、c位于第二周期,d、e、f、g位于第三周期,结合化合价可知,a为C,b为N,c为O,d为Na,e为Al,f为S,g为Cl,以此分析解答。Cl的最高正价为+7价,N的最高正价为+5价,O没有最高正价,故A错误;核外电子排布相同时,核电荷数越大离子半径越小,则简单离子半径:b>c>d>e,故B错误;123456789101112131514钠元素与氧元素可以形成氧化钠和过氧化钠,阴、阳离子个数比均为1∶2,故C错误;非金属性越强,简单氢化物越稳定,非金属性:Cl>S>C,因此简单气态氢化物的稳定性:g>f>a,故D正确。13.下表为元素周期表的一部分。请回答下列问题:(1)⑦⑧⑨三种元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是 (填化学式)。 HClO4元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物酸性越强,P、S、Cl三种元素的非金属性依次增强,故三种元素的最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是HClO4。123456789101112131514123456789101112131514(2)③⑥⑨三种元素的简单离子半径由大到小排序为__________(填离子符号)。 Cl->O2->Al3+O2-、Al3+具有相同的电子层结构,Al3+的核电荷数更大,原子核对核外电子吸引更强,故离子半径:O2->Al3+,Cl-比O2-多一个电子层,则离子半径:Cl->O2-,故离子半径由大到小的顺序为Cl->O2->Al3+。123456789101112131514(3)元素④和⑥的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为 。OH-+Al(OH)3===[Al(OH)4]-元素④和⑥的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3,二者反应生成Na[Al(OH)4],反应的离子方程式为OH-+Al(OH)3===[Al(OH)4]-。123456789101112131514(4)从原子结构的角度分析④与⑤的金属性强弱:___________________________________________________________________________________________________________。Na原子半径比Mg大,Na的核电荷数比Mg小,Na原子核对最外层电子的吸引力较弱,更易失电子,故Na的金属性比Mg强 123456789101112131514(5)②、⑦的简单气态氢化物中较稳定的是_____(填化学式),判断依据是____________________________。NH3N元素的非金属性比P元素强元素非金属性越强,则相应的简单气态氢化物越稳定,非金属性:N>P,则简单气态氢化物中较稳定的是NH3。14.为纪念元素周期表诞生150周年,IUPAC等向世界介绍118位优秀青年化学家,并形成一张“青年化学家元素周期表”。中国学者雷晓光、姜雪峰、刘庄分别成为“N、S、Hg”元素的代言人。回答下列问题:(1)硒(Se)与硫位于同一主族,均是生命必需元素。下列推断正确的是_________(填字母)。 A.硒元素的最低负化合价为-2B.硒的氧化物对应的水化物属于强酸C.稳定性:H2Se>H2OD.二氧化硒(SeO2)既有氧化性也有还原性123456789101112131514AD123456789101112131514硒(Se)与硫位于同一主族,最外层均有6个电子,且均为非金属元素,最低价均为-2价,A正确;硒的氧化物对应的水化物有H2SeO3和H2SeO4,H2SeO3属于弱酸,B错误;O的非金属性强于Se,故H2O的稳定性强于H2Se,C错误;硒(Se)的最高价为+6价,最低价为-2价,SeO2中Se的化合价为+4价,处于中间价态,既有氧化性又有还原性,D正确。(2)氮是自然界各种生物体生命活动不可缺少的重要元素,磷(P)、砷(As)也是氮族元素。①砷有多种同位素原子,其中稳定的核素是75As,它的中子数比质子数多 。 1234567891011121315149砷为第33号元素,质子数为33,中子数为75-33=42,故中子数比质子数多9。123456789101112131514②下列关于第ⅤA族元素及其化合物的说法正确的是 (填字母)。 A.热稳定性:NH3>PH3B.酸性:HNO3>H3AsO4C.As的氧化物的水化物是强碱D.形成的简单离子半径随着原子序数递增而减小AB123456789101112131514元素非金属性越强,简单气态氢化物的稳定性越强,N的非金属性比P强,因此热稳定性:NH3>PH3,A正确;元素非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物酸性越强,N的非金属性比As强,因此酸性:HNO3>H3AsO4,B正确;As为非金属元素,其氧化物的水化物属于酸,C错误;第ⅤA族元素随原子序数增大,其简单离子电子层数依次增多,离子半径依次增大,D错误。15.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。123456789101112131514实验方案 实验现象①将氯气通入Na2S溶液中 有淡黄色固体(S)生成②取一小块金属镁,用砂纸磨去表面的氧化膜后,放入试管中,加入2 mL水,观察现象,记录为现象Ⅰ,过一会儿,加热试管至液体沸腾,观察现象,记录为现象Ⅱ 现象Ⅰ:无明显变化现象Ⅱ:金属镁逐渐溶解,有气体生成③将溴水滴入NaI溶液中,充分反应后加入淀粉溶液 溶液变蓝④将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上,熔成小球,四处游动,逐渐消失回答下列问题:(1)实验①相关反应的离子方程式为 。 由实验①可知,Cl、S的非金属性由强到弱的顺序为 (用元素符号表示,下同)。由实验③可知,Br、I的非金属性由强到弱的顺序为 。 123456789101112131514S2-+Cl2===2Cl-+S↓Cl>SBr>I123456789101112131514将氯气通入Na2S溶液中,氯气将S2-氧化成S单质,反应的离子方程式为S2-+Cl2===2Cl-+S↓,单质氧化性越强,元素非金属性越强,故非金属性:Cl>S;实验③中将溴水滴入NaI溶液中,充分反应后加入淀粉溶液,溶液变蓝,说明Br2将I-氧化成I2,非金属性:Br>I。(2)由实验②和实验④知,碱性:NaOH (填“>”或“<”)Mg(OH)2。 123456789101112131514>实验②现象可以表明Mg与冷水不反应,与热水反应,实验④中Na与冷水剧烈反应,由实验②和实验④中反应的剧烈程度可知,Na与水反应比Mg与水反应更剧烈,则金属性:MgMg(OH)2。(3)同主族元素自上而下,元素的非金属性逐渐 (填“增强”或“减弱”,下同);同周期元素,原子序数逐渐增大,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。由此可知,H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性由强到弱的顺序为 (填化学式,下同),常见简单氢化物NH3、H2O、HF、H2S中稳定性最强的是 。 123456789101112131514减弱减弱增强HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3HF返回 展开更多...... 收起↑ 资源列表 第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律 学案.docx 第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律 教案.docx 第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律.pptx
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