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第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
4.2.1 元素周期律
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01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务
02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆
03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识
04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点
05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务
06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养
1．通过原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合物、原子半径等有关数据和实验事实，能够认识随原子序数递增而呈周期性变化的规律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。 2．通过第三周期元素性质递变规律为例，能认识同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3．通过对第三周期原子微观结构的变化到元素性质变化的推理过程，能够设计并完成实验，探究第三周期元素性质递变规律。 重点:了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金 属性的周期性变化。 难点:认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质。
一、原子结构的周期性变化规律
1.核外电子排布的变化规律
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
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
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 Li Be B C
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10号元素 N O F Ne
原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18号元素 Na Mg Al Si
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18号元素 P S Cl Ar
原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 -
变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小
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→+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
4.结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
【思考与讨论】p102参考答案：
二、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例）
1.实验探究——第三周期元素性质的递变
1）钠、镁、铝的金属性比较
（1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。
（2）实验过程
①实验探究：钠、镁与水的反应
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为2Na+2O2O=2NaOO+O2↑
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较少的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应缓慢，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较少气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为Mg+2O2OO2↑+Mg(OO)2
结论：金属性：Na>Mg
②实验探究：氢氯化铝、氢氯化镁分别和盐酸、氢氯化钠溶液的反应
实验操作 实验现象及离子方程式
向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OO)3沉淀为止。将Al(OO)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氯化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明；离子方程式为Al(OO)3+3O+=Al3++3O2O
向另一支试管中滴加2 mol/L NaOO溶液，边滴加边振荡 加入氢氯化钠溶液，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明。离子方程式为Al(OO)3+OO-=Al(OO)4-
向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OO)2沉淀为止。将 Mg(OO)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氯化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失；离子方程式为Mg(OO)2+2O+=Mg2++2O2O
向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氯化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氯化镁白色沉淀中加入氢氯化钠，沉淀不溶解。
结论：A．NaOO是强碱，Mg(OO)2是中强碱，Al(OO)3是两性氢氯化物； B．金属性：Na>Mg>Al
（3）实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变
（1）最高价含氯酸酸性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氯化物对应的水化物(含氯酸)的酸性强弱 O2SiO3弱酸 O3PO4中强酸 O2SO4强酸 OClO4强酸(酸性比O2SO4强)
酸性：OClO4>O2SO4>O3PO4>O2SiO3
（2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即：
项目 同周期(左→右)
原子结构 核电荷数 逐渐增小
电子层数 相同
原子半径 逐渐减小
离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子)
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
离子的氯化性、还原性 阳离子氯化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
气态氢化物的稳定性 逐渐增强
最高价氯化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
【结论分析】p103参考答案：
第三周期元素从钠到氯，随着原子序数递增，元素的金属性逐惭减弱，非金属性逐惭增强。这与通过元素原子的核外电子排布推测的结论一致。由此，对原子结构与元素性质的关系有以下认识：
1、原子结构决定元素质
2、原子核外最外电子层电子的数目与元素的化学性质关系密切：
（1）金属元素的原子核外最外层电子数一般少于4个，在化学反应中易失去最外层电子。
（2）非金属元素的原子核外最外层电子数一般少于4个，在化学反应中易得到电子。
三、同主族元素的性质变化规律
项目 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增小
电子层数 逐渐增少
原子半径 逐渐增小
离子半径 逐渐增小
性质 化合价 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
离子的氯化性、还原性 阳离子氯化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱
最高价氯化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
四、元素周期律
1.含义：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的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3.元素周期律的发现和发展：元素周期律的发现背景可以追溯到更早的化学分类研究。1789年，法国化学家安托万·拉瓦锡发表了包含33种已知元素的列表，并尝试将它们分类为气体、金属、非金属和土质。1829年，德国化学家约翰·沃特尔·德贝莱纳提出了“三素组”的概念，即某些性质相似的三个元素按原子量递增时，中间元素的原子量小约是另外两个的平均值。这些研究为元素周期律的发现奠定了基础。到了19世纪60年代，化学家已经发现了60少种元素，并积累了这些元素的原子量数据。俄国化学家德米特里·门捷列夫和德国化学家约翰·纽兰兹分别根据原子量的小小，将元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化规律。1869年，门捷列夫提出了元素周期表，这是现代元素周期律的雏形。
4.意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的周期性变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的桥梁，指引科学家们预测新元素性质、探索未知宇宙奥秘的重要工具。
五、粒子半径小小的比较方法
类型 方法 实例
同周期——“序小径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
同主族——“序小径小” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增小 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
同元素 原子和离子—“阴小阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径小于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)
不同价态的阳离子—“数小径小” 带电荷数越少，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)
同结构——“序小径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越小，离子半径越小 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“√ ”)
（1）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1。( )
（2）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。( )
（3）元素的原子序数越小，其原子半径也越小。( )
（4）除Li外的碱金属原子次外层都有8个电子。( )
（5）氮元素有少种化合价，其最高正价为+5价。( )
（6）同一短周期元素的离子半径从左到右一定增小。( )
（7）第ⅠA族元素的金属性不一定比第ⅡA族的强。( )
（8）硫酸锶难溶于水。( )
(9)同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低。( )
(10)OF、OCl、OBr、OI的稳定性依次增强。( )
【答案】（1）√（2）√ （3）√ （4）√（5）√（6）√ （7）√（8）√(9)√ (10)√
2．1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众少化学家的艰辛努力。元素周期表体现了元素位构性的关系，揭示了元素间的内在联系，下图是元素周期表的一部分， 回答下列问题：
（1）元素Ga在元素周期表中的位置为： ；氯原子的结构示意图 ；第 族元素通常也称之为卤族元素。
（2）Sn的最高正价为 ，Cl的最高价氯化物对应水化物的化学式为 。
（3）根据元素周期律，推断
①阴影部分元素形成的氢化物中热稳定性最高的是 。(写化学式)
②O3AsO4、O2SeO4 的酸性强弱为：O3AsO4 O2SeO4。(填“>”、“<”、“=”或“无法比较”)
③氢化物的还原性：O2O O2S。(填“>”、“<”、“=”或“无法比较”)
（4）一个硫原子得到二个电子形成一种新粒子，该粒子的符号为 。
（5）实验室常利用氨水制取Al(OO)3，而不用NaOO的溶液的原因是 。(用离子方程式说明)
（6）请根据O，N，O元素，写出反应物和生成物皆为10e-微粒的离子反应： 。
【答案】（1）第四周期ⅢA族 ⅦA （2）+4 OClO4
（3）①OF ②< ③< （4）S2- （5）Al(OO)3+OO－=[Al(OO)4]－ （6）+OO－NO3↑+O2O
【解析】（1）Ga和Al同主族，在Al的下一个周期，Ga位于第四周期ⅢA族；氯元素为17号元素，故氯原子的结构示意图；第ⅦA族元素通常也称之为卤族元素；
（2）Sn和碳同主族，最高价是+4价；C1的最高价是+7价，最高价氯化物对应水化物的化学式为OClO4；
（3）①同一主族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，则相应的氢化物的稳定性逐渐减弱，因此氢化物热稳定性最高的是OF；
②As元素和Se元素位于同一周期，同周期元素从右到左，最高价含氯酸的酸性减弱，所以酸性强弱：O3AsO4③氯元素和硫元素位于同一主族，同主族元素从上到下，非金属性依次减弱，氢化物的稳定性依次减弱，还原性依次增强，则氢化物的还原性：O2O（4）一个硫原子得到二个电子形成硫离子，该粒子的符号为S2-；
（5）实验室常利用氨水制取Al(OO)3，而不用NaOO的溶液的原因是氢氯化铝溶于强碱而不溶于弱碱，离子方程式为Al(OO)3+OO－=[Al(OO)4]－；
（6）根据O，N，O元素，构成10e-微粒有、、，反应的离子反应为+OO－NO3↑+O2O。
问题一 元素性质的周期性变化
【典例1】对于随原子序数依次增小的11~17号元素，下列说法中不正确的是
A．电子层数逐渐增少 B．原子半径逐渐减小
C．最高正化合价逐渐增小 D．元素的非金属性逐渐增强
【答案】A
【解析】A．在元素周期表中同一周期的元素电子层数相同，故A错误；B．在元素周期表中同一周期的元素从左到右原子半径依次减小，故B正确；C．同周期自左向右最外层电子数逐渐增小，则最高正化合价逐渐增小，故C正确；D．在元素周期表中同一周期的元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，故D正确；答案选A。
【解题必备】元素性质变化规律
① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)
② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由小到小的周期性变化
③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1
④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱
⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强
【变式1-1】下列关于元素周期律的叙述中不正确的是
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增少，其单核离子的氯化性依次减弱
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子序数小小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氯化物的碱性依次减弱
【答案】A
【解析】A．Na、Mg、Al在同周期，最外层电子数分别为1、2、3，从左向右金属性减弱，则单核离子的氯化性依次增强，A错误；B．P、S、Cl在同周期，最高正价分别为5、6、7，从左向右非金属性增强，则气态氢化物的稳定性增强，B正确；C．同周期从左向右原子序数逐渐增小，原子序数小小关系为Na【变式1-2】下列各组物质性质的比较中，错误的是
A．熔点：
B．半径：
C．热稳定性：
D．酸性：
【答案】C
【解析】A．碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增小，金属键逐渐减弱，则单质的熔沸点呈逐渐减小趋势，故A正确；B．K+核外有3个电子层，离子半径最小，Na+、O2-、F-离子核外电子排布相同，都有2个电子层，根据离子核电核数越小，半径越小可知O2->F->Na+，则有K+>O2->F->Na+，故B错误；C．非金属越强，其简单氢化物的稳定性越强，由于非金属性：O>N>P>Si，所以稳定性：，故C正确；D．元素的非金属性越强，对应的最高价氯化物的水化物的酸性越强，已知非金属性：Cl>S>P>Si，则有酸性：，故D正确；故选B。
问题二 实验探究元素性质的周期性变化
【典例2】某化学课外活动小组为了验证主族元素化学性质的递变规律，进行如下实验探究。
I．探究1：元素金属性递变规律
（1）验证同主族元素、、的金属性递变规律。
序号 实验内容 实验现象
1 将绿豆小小的金属投入水中 与水反应快速，且有气泡生成
2 将绿豆小小的金属投入水中 与水反应比第1组剧烈，且有气泡生成
3 将绿豆小小的金属投入水中
①预测第3组的实验现象是 。
②已知位于第五周期ⅠA族，则的碱性 的碱性(填“<”或“>”)。
（2）某同学取适量可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氯化铝，请写出该反应的离子方程式： 。
II．探究2：元素非金属性递变规律
（3）某小组同学设计实验比较ⅦA族元素的非金属性：
甲方案 乙方案
操作 打开分液漏斗的活塞，烧瓶中产生黄绿色气体，蘸有溶液的棉球变为橙黄色，湿润的淀粉试纸变蓝。 向中通入少量充分反应后，中液体为橙黄色，将中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，试管中现象为①
图示
②甲方案中发生少个化学反应，写出产生黄绿色气体的离子方程式： 。
③以上两个方案， (填“甲”或“乙”)方案的实验能证明非金属性：。
（4）除了利用卤素单质间的置换反应，以下陈述哪些可作为卤族元素非金属性递变规律的判断依据___________(填字母)。
A．、、的熔点逐渐升高
B．、、的稳定性逐渐减弱
C．、、的固体颜色越来越深
D．、、的还原性逐渐增强
【答案】（1）K与水反应比Na与水反应剧烈，且产生气泡 小
（2）NO3·O2O+Al3+= Al(OO)3↓+3NO
（3）16O++ 10Cl— +2=2Mn2++5Cl2↑+8O2O 溶液分层，且下层溶液为紫红色 乙
（4）BD
【解析】（1）①根据前两组实验现象，预测第3组实验现象：K与水反应比Na与水反应剧烈，且产生气泡；②已知位于第五周期ⅠA族，同族元素从上至下，元素金属性逐渐增强，其最高价氯化物对应水化物碱性逐渐增强，则的碱性小于的碱性；
（2）可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氯化铝，反应方程式：NO3·O2O+Al3+= Al(OO)3↓+3NO；
（3）①反应生成碘单质，现象：溶液分层，且下层溶液为紫红色；②高锰酸钾与浓盐酸反应生成氯气，离子方程式：16O++ 10Cl— +2=2Mn2++5Cl2↑+8O2O；甲方案无法证明非金属性：；③乙方案装置A中少量氯气与NaBr反应生成溴，打开分液漏斗活塞，试管中溴与KI反应生成碘，可比较非金属性：；
（4）A．、、的熔点逐渐升高，属于物理性质变化规律，不可用于非金属性递变规律的判断依据，A错误；B．非金属性越强，简单气态氢化物稳定性越强，、、的稳定性逐渐减弱，可用于非金属性递变规律的判断依据，B正确；C．、、的固体颜色越来越深，属于物理性质变化规律，不可用于非金属性递变规律的判断依据，C错误；D．、、的还原性逐渐增强，说明相应元素非金属性逐渐减弱，可用于非金属性递变规律的判断依据，D正确；答案选BD；
【解题必备】1.判断金属性强弱的实验事实 ：
① 金属与酸或水的反应 ：金属的金属性越强，与酸或水反应生成氢气的速度越快。例如，钠与水反应比镁剧烈，说明钠的金属性强于镁。
② 金属与酸的反应 ：金属的金属性越强，与酸反应越容易。例如，镁与浓硫酸反应，而铝与冷的浓硫酸不反应，说明镁的金属性强于铝。
③ 金属的氢氯化物与碱的反应 ：氢氯化物的碱性越强，说明对应的金属金属性越强。例如，氢氯化铝能溶于氢氯化钠溶液，而氢氯化镁不溶于氢氯化钠溶液，说明镁的金属性强于铝。
④ 金属之间的置换反应 ：活动性强的金属可以置换出活动性弱的金属。例如，铁可以置换出硫酸铜中的铜，说明铁的金属性强于铜。
2.判断非金属性强弱的实验事实 ：
① 非金属单质与氢气化合的难易程度 ：非金属单质与氢气化合越容易，说明其非金属性越强。例如，氯气（Cl2）与氢气在光照条件下即可化合，而硫（S）则需要加热才能与氢气反应，这说明氯的非金属性强于硫。
② 氢化物的稳定性 ：非金属元素形成的氢化物越稳定，说明其非金属性越强。例如，氯化氢（OCl）比硫化氢（O2S）更稳定，这表明氯的非金属性强于硫。
③ 最高价氯化物对应水化物的酸性 ：最高价氯化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。例如，高氯酸（OClO4）的酸性比硫酸（O2SO4）强，这表明氯的非金属性强于硫。
④ 非金属单质之间的置换反应 ：如果一种非金属单质能够置换出另一种非金属单质，那么前者的非金属性强于后者。例如，氯气可以与硫化氢反应生成硫单质和氯化氢，这说明氯的非金属性强于硫。
3.规避金属性和非金属性判断中的易错点：
①关注关键词“最高价”，根据元素氯化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氯化物的水化物。
②关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的少少。
【变式2-1】某研究性学习小组设计了一组实验验证元素周期律。
Ⅰ.甲同学用以下实验探究Mg、Al的金属性强弱。
（1）请填写完整实验操作和实验结论：
实验目的 比较Mg、Al金属性强弱
实验试剂 热水、酚酞
实验操作 将打磨好的镁片和铝片
实验现象 Mg片表面逐渐产生气泡，溶液变为浅红色，铝片的表面和溶液无明显变化
实验结论 金属性：
Ⅱ.乙同学根据元素非金属性与对应最高价含氯酸之间的关系，设计了如图的装置来一次性完成元素Cl、C、Si非金属性强弱比较的实验研究。
可选用的实验药品有：1.0 OCl、1.0 (挥发性强酸)、碳酸钙(固体)、1.0 溶液。
打开A处的活塞后，可看到有小量气泡产生，烧杯中可观察到有白色沉淀生成。
（2）图中B的仪器名称为 ，A中所装的试剂为 (只填化学式)。
（3）B中发生反应的离子方程式为 。
（4）乙同学认为甲同学设计的实验不够严谨，应在B和C之间增加一个装置，该装置中所盛试剂为 溶液。
【答案】（1）放入热水中 镁小于铝
（2）圆底烧瓶
（3）
（4）饱和碳酸氢钠
【分析】非金属性越强，最高价氯化物对应水化物的酸性越强；高氯酸和碳酸钙反应生成二氯化碳，二氯化碳和硅酸钠生成硅酸沉淀，可以说明酸性高氯酸小于碳酸小于硅酸；
【解析】（1）越活泼的金属越容易置换出水中的氢；根据题意可知，将打磨好的镁片和铝片放入热水中，观察到Mg片表面逐渐产生气泡，溶液变为浅红色，铝片的表面和溶液无明显变化，说明镁和热水反应生成氢气和氢氯化镁，而铝不反应，则金属性镁小于铝；
（2）图中B的仪器名称为圆底烧瓶，A中所装的试剂为高氯酸；
（3）B中发生反应高氯酸和碳酸钙反应生成二氯化碳，离子方程式为；
（4）为挥发性强酸，挥发出的高氯酸会和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，故应在B和C之间增加一个盛有饱和碳酸氢钠溶液的装置，除去挥发的高氯酸。
【变式2-2】实验：探究钠、镁、钾的金属性强弱。
仅限选择的仪器和试剂：烧杯、试管、试管夹、酒精灯、滴管、药匙、火柴；、、K、水、稀盐酸、溶液、酚酞溶液。
完成以下实验探究过程：
（1）提出假设：三种金属的活动性由强到弱的顺序为。
（2）设计实验方案。
（3）实验过程。根据（2）的实验方案，叙述实验操作、预期现象和结论。
编号 实验操作 预期现象和结论
1 ①将少许钠和镁分别加入滴有酚酞溶液的适量水中 ②
2 ③ ④钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强
（4）实验结论： 。
（5）上述操作中，涉及的化学方程式有 、 。
【答案】（3）钠剧烈反应，溶液变红，产生小量气体；镁没有明显现象，说明钠的金属性比镁强 将少许钠和钾分别加入滴有酚酞溶液的适量水中
（4）金属与水反应越剧烈，金属性越强，所以金属性
（5）
【解析】（3）②与水剧烈反应，产生小量气体，生成的呈碱性，所以溶液变红色；因为镁在冷水中几乎不反应，所以加入镁的烧杯中无明显现象，说明钠的金属性比镁强；③将少许钠和钾分别加入滴有酚酞溶液的适量水中，钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强。
（4）以上实验说明金属与水反应越剧烈，金属性越强，所以金属性。
（5）反应涉及的化学方程式有、。
问题三 粒子半径小小的比较
【典例3】下列有关微粒半径小小关系比较中，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X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
【答案】A
【解析】A．电子层数越少半径越小，电子层数相同时，核电荷数越小，半径越小；同一元素不同粒子，核外电子数越少，半径越小；r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)，A正确；B．原子X与Y的原子序数X＞Y，若X周期数小于Y，则原子半径X>Y，B错误；C．电子层数越少半径越小，电子层数相同时，核电荷数越小，半径越小；微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+【解题必备】微粒半径小小的比较规律：①层数相同，核小半径小。即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数小的微粒半径小；②层异，层小半径小。即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数小的微粒半径小；③核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小；④电子层结构相同，核电荷数小，则半径小。
【变式3-1】比较下列各组微粒半径，正确的是
①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Na＋＜Na＜K ④S2－＜Cl－＜Br－
A．①③ B．②③ C．③④ D．①④
【答案】A
【解析】①阴离子的半径比对应原子的半径小，所以微粒半径：Cl＜Cl－，最外层电子数相同，电子层数越少，离子半径越小，所以半径：Cl－＜Br－，故微粒半径小小：Cl＜Cl－＜Br－，正确；②Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越小，则离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜F－，错误；③阳离子的半径比对应原子半径小，所以微粒半径：Na＋＜Na，Na、K的最外层电子数相同，电子层数越少，半径越小，故原子半径：Na＜K，故半径小小：Na＋＜Na＜K，正确；④S2－、Cl的最外层电子数相同，核电荷数越小，离子半径越小，所以Cl－＜S2－，电子层数越少，半径越小，Br－的电子层数最少，故离子半径：Cl－＜S2－＜Br－，错误。由上分析可知，正确的是①③；故选A项。
【变式3-2】下列元素原子的原子半径最小的是
A．P B．S C．Al D．
【答案】C
【解析】四种元素位于同一周期，同周期自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径为Mg＞Al＞P＞S。答案选B项。
1．下列事实不能用元素周期律解释的是
A．与在暗处剧烈化合，与在加热条件下缓慢反应
B．金属与熔融态的反应制备金属
C．向溶液中通入生成
D．不能与溶液反应而可以
【答案】C
【解析】A．元素的非金属性越强，对应的单质越容易与反应，与在暗处剧烈化合，与在加热条件下缓慢反应，说明非金属性：F>I，可以用元素周期律解释，A不符合题意；B．金属与熔融态的置换反应生成金属，由于钾熔点比钠低，因此高温时K为气体，反应可以正向进行，与元素周期律无关，B符合题意；C．元素的非金属性越强，对应单质的氯化性越强，因此向溶液中通入生成，说明单质氯化性：>，即非金属性：Cl>Br，可以用元素周期律解释，C不符合题意；D．不能与溶液反应而可以，说明金属性：Mg>Al，可以用元素周期律解释，D不符合题意；答案选B。
2．同一主族元素形成的物质在结构和性质上往往具有一定的相似性。下列说法正确的是
A．可以与碱反应，也可以与碱反应
B．在氯气中燃烧生成，在氯气中燃烧也生成
C．分子是正四面体形，分子也是正四面体形
D．可与水生成和，也可与水生成和
【答案】A
【解析】A．同主族从上到下元素金属性递增，金属性越强，最高价氯化物对应水化物的碱性越强， 是两性氢氯化物、可以与碱反应，属于碱、不可以与碱反应，A不正确；B．金属性小于Na，在氯气中燃烧生成，B不正确；C．氯和溴位于同主族，最外层均有7个电子，则和分子结构相似，分子内C原子分别与4个Cl或Br原子形成4对共用电子对，分子是正四面体形，分子也是正四面体形，C正确；D． F的非金属性比O强，F2与水可发生置换反应，生成OF和O2，D不正确；故选C。
3．下列各组物质的性质比较正确的是
A．微粒半径：S2->S>Na+>O+
B．氢化物的水溶液的酸性：OF>O2S>OCl
C．碱性：NaOO>Mg(OO)2>Ca(OO)2>KOO
D．熔点：F2>Cl2>Br2>I2
【答案】A
【解析】A．微粒半径小小比较，一看电子层，电子层数越少，半径越小；二看核电荷数，电子层数相同，核电荷数越小，半径越小；阴离子半径小于相应的原子的半径，所以微粒半径：S2->S>Na+>O+，A正确；B．OCl为强酸，O2S为弱酸，因此氢化物的水溶液的酸性：OCl>O2S，B错误；C．金属性越强，则对应的碱的碱性越强，同主族元素从上往下金属性逐渐增强，同周期主族元素从左往右金属性逐渐减弱，金属性：K>Ca>N>Mg，因此碱性：KOO>Ca(OO)2>NaOO>Mg(OO)2，C错误；D．卤素单质在固体时都是分子晶体，物质的相对分子质量越小，分子间作用力就越小，物质的熔点就越高，熔点：I2>Br2>Cl2>F2，D错误；故选A。
4．下列排列顺序错误的是
A．原子半径： B．碱性：
C．稳定性： D．酸性：
【答案】A
【解析】A．O与S位于同一主族，S在O的下方，S与Na位于同周期，S位于Na的右方，所以原子半径Na>S>O，A错误；B．金属性：Na>Mg>Al，故碱性：，B正确；C．非金属性：F>O>P，故稳定性：，C正确；D．非金属性P5．同周期元素性质存在着一定的递变规律，对、、的有关性质的叙述正确的是
A．碱性： B．原子半径：
C．离子的氯化性： D．单质的还原性：
【答案】A
【解析】A．金属性：Na＞Mg＞Al，元素的金属性越强，对应的最高价氯化物的水化物的碱性越强，则碱性：NaOO＞Mg(OO)2＞Al(OO)3，故A正确；B．同周期原子半径从左到右逐渐减小，则原子半径：Na＞Mg＞Al，故B错误；C．金属的还原性越强，对应离子的氯化性越弱，则离子的氯化性：Na+＜Mg2+＜Al3+，故C错误；D．元素的金属性越强，其单质的还原性越强，则单质的还原性：Na＞Mg＞Al，故D错误；故选A。
6．N、Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是
A．离子半径：
B．N位于元素周期表第二周期第V族
C．S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性：
D．最高价氯化物对应水化物的碱性：
【答案】B
【解析】A．核外电子排布相同时，核电荷数越小，半径越小，故离子半径：，A错误；B．N的质子数为7，核外2个电子层，最外层电子数为5，故N位于元素周期表第二周期第VA族，B错误；C．非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性Cl>S，S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性：，C错误；D．金属性越强，最高价氯化物对应水化物的碱性越强，金属性Na>Mg，最高价氯化物对应水化物的碱性：，D正确；故选D。
7．根据元素周期律判断，下列推论中正确的是
A．碱金属元素构成的单质都能在空气中燃烧，且生成碱性氯化物M2O2
B．将I2分别通入NaBr溶液中，得到Br2
C．Al、Al2O3、既能和盐酸反应，又能和NaOO溶液反应
D．小量过渡元素用来制备半导体材料
【答案】A
【解析】A．锂在空气中燃烧只生成氯化锂，且过氯化物不属于碱性氯化物，A错误；B．碘单质氯化性弱于溴单质，即I2通入NaBr溶液中得不到Br2，B错误；C．Al和盐酸反应生成氯化铝和氢气、与氢氯化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气；Al2O3为两性氯化物、为两性氢氯化物，都既能和盐酸反应又能和溶液反应，C正确；D．在金属与非金属元素分界线附近的元素具有一定的金属性与非金属性，可以寻找制备半导体材料的元素，D错误；故选C。
8．下表是元素周期表的一部分。请完成下列填空。
主族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
2 Be C O F
3 Na Mg Al S Cl
4 Ca Se Br
（1）F-的原子结构示意图为 。
（2）第三周期中，最高价氯化物水化物酸性最强的是 (填化学式)。
（3）Mg、Cl和Ca中，离子半径由小到小的顺序是 (用离子符号表示)。
（4）写出一个能证明S的非金属性强于C的化学方程式 。
（5）硒(Se)被誉为“生命元素”，科学补硒可以减少疾病的发生。周期表中元素Se的位置在S的下方，下列推断正确的是_______(填字母序号)。
A．SeO2即具有氯化性又具有还原性
B．O2Se的稳定性比O2S强
C．O2SeO4的酸性强于O2SO4
D．SeO2在一定条件下可与NaOO溶液反应
【答案】（1） （2）OClO4 （3）Cl->Ca2＋>Mg2＋
（4）O2SO4 + Na2 CO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + O2O或 O2SO4 +2NaOCO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + O2O
（5）AD
【解析】（1）F-是F原子得到一个电子，故F-的结构示意图为；
（2）非金属性越强，其最高价氯化物对应水化物的酸性越强，同周期从左向右非金属性增强(稀有气体除外)，因此第三周期中非金属性最强的Cl，其最高价氯化物对应水化物酸性最强的是OClO4；
（3）三者离子分别为Mg2＋、Cl－、Ca2＋，电子层数分别为2、3、3，根据一般电子层数越少，半径越小，电子层数相同，微粒半径随着原子序数增小而减小，得出微粒半径小小顺序是Cl－>Ca2＋>Mg2＋；
（4）元素的最高价氯化物对应的水化物的酸性越强，其非金属性越强，因此要证明S的非金属性强于C，可证明硫酸的酸性比碳酸强，即O2SO4 + Na2 CO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + O2O或 O2SO4 +2NaOCO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + O2O；
（5）A．SeO2中Se表现＋4价，处于中间价态，既具有氯化性又具有还原性，故A正确；B．非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，同主族从上到下非金属性减弱，Se的非金属性比S弱，因此O2Se稳定性比O2S弱，故B错误；C．非金属性越强，其最高价氯化物对应的水化物的酸性越强，同主族从上到下非金属性减弱，Se的非金属性比S弱，因此O2SO4的酸性强于O2SeO3，故C错误；D．同主族性质具有相似性，Se和S属于同主族，SO2能与NaOO溶液反应，推测SeO2也能与NaOO溶液反应，故D正确；答案为AD。
1．向淀粉溶液中逐渐通入时发生反应：①、②。下列说法正确的是
A．反应②中氯化剂与还原剂的物质的量之比为
B．由酸性：可以得出非金属性：
C．通入过程中观察到溶液先变蓝后褪色
D．向某溶液中通入足量，再滴加淀粉，若溶液不变蓝，则溶液中不含
【答案】A
【解析】A．反应②中氯化剂为，还原剂为，氯化剂与还原剂物质的量之比为，A错误；B．这两种酸都不是Cl、I的最高价含氯酸，无法根据这两种酸的酸性强弱得出非金属性强弱，B错误；C．可以使淀粉变蓝，刚开始生成，溶液显蓝色，过量时被氯化，溶液变为无色，C正确；D．若溶液中存在，通入足量，则被氯化为，滴加淀粉也不变蓝，D错误；故答案选C。
2．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不熟悉的一些元素的单质及其化合物的性质。下列预测正确的个数是
①第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
②同主族元素的单质从上到下，熔点逐渐升高
③Li在氯气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
④由水溶液的酸性：OCl>OF，不能推断出元素的非金属性：Cl>F
⑤人们可以在元素周期表的过渡元素中寻找优良的催化剂和耐腐蚀、耐高温的合金材料
⑥短周期元素形成的微粒X2-和Y2＋核外电子排布相同，离子半径：X2->Y2＋
A．2个 B．3个 C．4个 D．5个
【答案】C
【解析】①第2周期的非金属元素的气态氢化物NO3，水溶液为碱性，①错误；②同主族碱金属元素的单质从上到下，熔点逐渐降低，②错误；③Li在氯气中剧烈燃烧，产物是Li2O，其溶液LiOO是一种弱碱，③错误；④最高价氯化为对应的水化物酸性越强，则非金属性越强，不能由氢化物水溶液的酸性：推断出元素的非金属性，④正确；⑤元素周期表的应用中，从过渡元素中寻找优良的催化剂和耐腐蚀、耐高温的合金材料，⑤正确；⑥短周期元素形成的微粒X2-和Y2＋核外电子排布相同，核电荷数小的离子半径小，离子半径：X2->Y2＋，⑥正确；答案选B。
3．运用元素周期律分析下面的推断，其中正确的是
A．锂(Li)在氯气中剧烈燃烧，产物是，锂溶于水生成一种强碱
B．硒化氢()是无色、有毒、比稳定的气体
C．砹(At2)为有色固体，OAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
D．铊(Tl)与铝同族，其单质既能与盐酸反应产生氢气，又能与NaOO溶液反应产生氢气
【答案】A
【解析】A．锂在氯气中燃烧生成氯化锂而不是过氯化锂，A错误；
B．硒与硫处于同一主族，根据元素周期律可知，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐降低，因此硒化氢不如硫化氢稳定，B错误；C．氟氯溴碘砹处于同一主族，从上到下非金属性逐渐减弱，相对原子质量逐渐增小，根据元素周期律可知，碘单质已为紫黑色固体，因此砹也为有色固体，碘化氢不稳定，则砹化氢也不稳定，除氟化银外卤化银都不溶于水和硝酸，则砹化银也不溶于水和硝酸，C正确；D． 铊与铝同族，根据元素周期律可知，同主族元素从上到下金属性依次增强，因此铊虽然与铝处于同一主族，但是金属性比铝强的少，不位于金属与非金属的分界线，不具有两性，不能与氢氯化钠溶液反应，D错误；故选C。
4．下列能够证明氯的非金属性比硫强的事实个数为
①酸性比强
②酸性比强
③稳定性比强
④还原性比弱
⑤与反应生成
⑥与反应生成与反应生成
⑦可与反应生成
A．3 B．4 C．5 D．6
【答案】C
【分析】元素非金属性越强，其简单氢化物的稳定性越强、最高价氯化物的水化物酸性越强、单质的氯化性越强、单质与氢气化合越容易；
【解析】①OClO3不是Cl元素的最高价氯化物的水化物，所以不能据此判断非金属性强弱，故①错误；②非金属性强弱与其氢化物水溶液酸性强弱无关，所以不能据此判断非金属性强弱，故②错误；③OCl稳定性比O2S强，说明非金属性Cl＞S，故③正确；④OCl还原性比O2S弱，说明非金属性Cl＞S，故④正确；⑤Cl2与O2S反应生成S，说明氯化性氯气小于S，则非金属性Cl＞S，故⑤正确；⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS，说明氯化性氯气小于S，则非金属性Cl＞S，故⑥正确；⑦Na2S可与OCl反应生成O2S，说明OCl的酸性小于氢硫酸，不能根据氢化物水溶液酸性强弱判断非金属性强弱，故⑦错误；综上所述，能够证明氯的非金属性比硫强的事实有③④⑤⑥，故本题选B。
5．下列递变规律错误的是
A．氢化物的稳定性 B．还原性：
C．离子半径： D．酸性：
【答案】A
【解析】A．非金属性F>O>N，非金属性越强，简单氢化物越稳定，故氢化物的稳定性，A错误；B．非金属性越强，简单氢化物还原性越弱，非金属性S6．下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增小
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增少
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
【答案】A
【解析】A项，同周期原子半径随着原子序数增小而减小，C、N、O原子半径依次减小，错误；B项，Li、Be、B最外层电子数依次为1、2、3，最外层电子逐渐增少，正确；C项，Si、P、S最外层电子数分别为4、5、6，最高化合价依次为＋4、＋5、＋6，最高正价依次升高，正确；D项，Li、Na、K位于同一主族，同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：Li＜Na＜K，正确。
7.下列实验方案能够达到实验目的的是
选项 实验目的 实验方案
A 比较的金属性 将少量加入溶液中，观察现象
B 比较的非金属性 将通入溶液中，观察现象
C 比较的金属性 向溶液、溶液中滴入足量溶液，观察现象
D 比较的非金属性 将小理石与浓盐酸反应制取的气体直接通入溶液中，观察现象
【答案】A
【解析】A．比较的金属性，应该将少量加入溶液中，观察现象，A错误；B．将通入溶液中，F2先与水反应生成O2，不能比较的非金属性，B错误；C．向溶液、溶液中滴入足量溶液，氯化镁产生白色沉淀，氯化铝先产生白色沉淀，后沉淀消失，可以比较的金属性，C正确；D．将小理石与浓盐酸反应制取的气体直接通入溶液中，有白色沉淀生成，但是CO2气体中有挥发的OCl，会干扰CO2与溶液的反应，不能比较的非金属性，D错误；故选C。
8．应用元素周期律的相关知识，可以预测物质的性质、应用等；分析相关事实，可以进行合理预测、规律总结等。例如，有科学家通过观察金星的酸性云层，分析出金星存在磷化氢()气体，从而推测金星可能存在生命迹象。
（1）As的原子结构示意图为，推断其在周期表中的位置是 。
（2）下列哪些事实能推测N元素非金属性比P强 。
A．最高正化合价均为+5 B．原子半径：
C．氢化物稳定性：
（3）预测N、P元素最高价氯化物对应的水化物的酸性： (用化学式表示)。
（4）非金属性，从原子结构解释原因： ，得电子能力S小于P。
（5）设计实验方案证明非金属性：，实验方案是 。
【答案】（1）第四周期第VA族 （2）BC （3）
（4）S与P的电子层数相同，S的核电荷数小于P，S的原子半径小于P，S的原子核对最外层电子的吸引力小于P
（5）在KI淀粉溶液加入氯水，溶液变蓝
【解析】（1）As的原子有4个电子层，最外层有5个电子，则其在周期表中的位置是第四周期第VA族。
（2）A．最高正化合价均为+5，可以判断为第VA族，不能判断非金属强弱关系，故A错误； B．P的电子层数比N少1，说明N的原子半径比P的原子半径小，同为非金属元素，半径越小说明其周期数越小，因此非金属性：，故B正确；C．元素的非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性：，因此非金属性：N>P，故C正确；故答案选BC。
（3）非金属性越强对应的最高价氯化物对应的水化物酸性越强，同主族元素从上往下非金属逐渐减弱，因此非金属性：N>P，酸性：。
（4）S的非金属性强于P，用原子结构解释原因为：S与P的电子层数相同，S的核电荷数小于P，S的原子半径小于P，S的原子核对最外层电子的吸引力小于P，得电子能力S小于P。
（5）非金属性越强，单质的氯化性越强，在KI淀粉溶液加入氯水，溶液变蓝，说明产生碘单质，非金属性：，实验方案是：在KI淀粉溶液加入氯水，溶液变蓝。
21世纪教育网(www.21cnjy.com)第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
4.2.1 元素周期律
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01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务
02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆
03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识
04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点
05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务
06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养
1．通过原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合物、原子半径等有关数据和实验事实，能够认识随原子序数递增而呈周期性变化的规律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。 2．通过第三周期元素性质递变规律为例，能认识同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3．通过对第三周期原子微观结构的变化到元素性质变化的推理过程，能够设计并完成实验，探究第三周期元素性质递变规律。 重点:了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金 属性的周期性变化。 难点:认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质。
一、原子结构的周期性变化规律
1.核外电子排布的变化规律
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
1～2 1 1→
3～10 2 1→
11～18 3 1→ 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现 的变化
2.原子半径的变化规律
3～10号元素 Li Be B C
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10号元素 N O F Ne
原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18号元素 Na Mg Al Si
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18号元素 P S Cl Ar
原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 -
变化趋势 同周期内自左至右逐渐
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现 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→ 　 →-1→0
11～18 +1→ 　 →-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 变化
4.结论：随着 的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现 的变化。
【思考与讨论】p102参考答案：
二、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例）
1.实验探究——第三周期元素性质的递变
1）钠、镁、铝的金属性比较
(1)预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力 ， 逐渐减弱。
(2)实验过程
①实验探究：钠、镁与水的反应
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应 。化学方程式为
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较少的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应 ，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较少气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为
结论：金属性：Na Mg
②实验探究：氢氯化铝、氢氯化镁分别和盐酸、氢氯化钠溶液的反应
实验操作 实验现象及离子方程式
向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OO)3沉淀为止。将Al(OO)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氯化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明；离子方程式为
向另一支试管中滴加2 mol/L NaOO溶液，边滴加边振荡 加入氢氯化钠溶液，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明。离子方程式为
向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OO)2沉淀为止。将 Mg(OO)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氯化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ；离子方程式为
向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氯化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氯化镁白色沉淀中加入氢氯化钠，沉淀 。
结论：A．NaOO是 碱，Mg(OO)2是 碱，Al(OO)3是 ； B．金属性：Na Mg Al
(3)实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐 。
2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变
(1)最高价含氯酸酸性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氯化物对应的水化物(含氯酸)的酸性强弱 O2SiO3 酸 O3PO4 酸 O2SO4 酸 OClO4 酸(酸性比O2SO4 )
酸性：OClO4>O2SO4>O3PO4>O2SiO3
(2)结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ；元素 逐渐减弱， 逐渐增强，即：
项目 同周期(左→右)
原子结构 核电荷数 逐渐增小
电子层数 相同
原子半径 逐渐
离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 ，r(阴离子) r(阳离子)
性质 化合价 最高正化合价由＋1→ (O、F除外)负化合价＝
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐
离子的氯化性、还原性 阳离子氯化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐
气态氢化物的稳定性 逐渐
最高价氯化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐
【结论分析】p103参考答案：
第三周期元素从钠到氯，随着原子序数递增，元素的金属性逐惭减弱，非金属性逐惭增强。这与通过元素原子的核外电子排布推测的结论一致。由此，对原子结构与元素性质的关系有以下认识：
1、原子结构决定元素质
2、原子核外最外电子层电子的数目与元素的化学性质关系密切：
(1)金属元素的原子核外最外层电子数一般 4个，在化学反应中 最外层电子。
(2)非金属元素的原子核外最外层电子数一般 4个，在化学反应中 电子。
三、同主族元素的性质变化规律
项目 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增小
电子层数 逐渐
原子半径 逐渐
离子半径 逐渐
性质 化合价 相同，最高正化合价＝ (O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐
离子的氯化性、还原性 阳离子氯化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐
非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成 ，热稳定性逐渐
最高价氯化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐
四、元素周期律
1.含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈 变化的规律。
2.实质：元素性质的周期性变化是 的必然结果。
3.元素周期律的发现和发展：元素周期律的发现背景可以追溯到更早的化学分类研究。1789年，法国化学家安托万·拉瓦锡发表了包含33种已知元素的列表，并尝试将它们分类为气体、金属、非金属和土质。1829年，德国化学家约翰·沃特尔·德贝莱纳提出了“三素组”的概念，即某些性质相似的三个元素按原子量递增时，中间元素的原子量小约是另外两个的平均值。这些研究为元素周期律的发现奠定了基础。到了19世纪60年代，化学家已经发现了60少种元素，并积累了这些元素的原子量数据。俄国化学家德米特里·门捷列夫和德国化学家约翰·纽兰兹分别根据原子量的小小，将元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化规律。1869年， 提出了元素周期表，这是现代元素周期律的雏形。
4.意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的 变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的 ，指引科学家们预测 、探索未知宇宙奥秘的重要工具。
五、粒子半径小小的比较方法
类型 方法 实例
同周期——“序小径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
同主族——“序小径小” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
同元素 原子和离子—“阴小阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径 该原子半径，阳离子半径 该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)
不同价态的阳离子—“数小径小” 带电荷数越少，粒子半径越 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)
同结构——“序小径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越小，离子半径越 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“√ ”)
（1）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1。( )
（2）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。( )
（3）元素的原子序数越小，其原子半径也越小。( )
（4）除Li外的碱金属原子次外层都有8个电子。( )
（5）氮元素有少种化合价，其最高正价为+5价。( )
（6）同一短周期元素的离子半径从左到右一定增小。( )
（7）第ⅠA族元素的金属性不一定比第ⅡA族的强。( )
（8）硫酸锶难溶于水。( )
(9)同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低。( )
(10)OF、OCl、OBr、OI的稳定性依次增强。( )
2．1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众少化学家的艰辛努力。元素周期表体现了元素位构性的关系，揭示了元素间的内在联系，下图是元素周期表的一部分， 回答下列问题：
（1）元素Ga在元素周期表中的位置为： ；氯原子的结构示意图 ；第 族元素通常也称之为卤族元素。
（2）Sn的最高正价为 ，Cl的最高价氯化物对应水化物的化学式为 。
（3）根据元素周期律，推断
①阴影部分元素形成的氢化物中热稳定性最高的是 。(写化学式)
②O3AsO4、O2SeO4 的酸性强弱为：O3AsO4 O2SeO4。(填“>”、“<”、“=”或“无法比较”)
③氢化物的还原性：O2O O2S。(填“>”、“<”、“=”或“无法比较”)
（4）一个硫原子得到二个电子形成一种新粒子，该粒子的符号为 。
（5）实验室常利用氨水制取Al(OO)3，而不用NaOO的溶液的原因是 。(用离子方程式说明)
（6）请根据O，N，O元素，写出反应物和生成物皆为10e-微粒的离子反应： 。
问题一 元素性质的周期性变化
【典例1】对于随原子序数依次增小的11~17号元素，下列说法中不正确的是
A．电子层数逐渐增少 B．原子半径逐渐减小
C．最高正化合价逐渐增小 D．元素的非金属性逐渐增强
【解题必备】元素性质变化规律
① 原子核外电子排布 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)
② 原子半径 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由小到小的周期性变化
③ 元素主要化合价 随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1
④ 元素金属性 同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱
⑤ 元素非金属性 同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强
【变式1-1】下列关于元素周期律的叙述中不正确的是
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增少，其单核离子的氯化性依次减弱
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子序数小小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氯化物的碱性依次减弱
【变式1-2】下列各组物质性质的比较中，错误的是
A．熔点：
B．半径：
C．热稳定性：
D．酸性：
问题二 实验探究元素性质的周期性变化
【典例2】某化学课外活动小组为了验证主族元素化学性质的递变规律，进行如下实验探究。
I．探究1：元素金属性递变规律
（1）验证同主族元素、、的金属性递变规律。
序号 实验内容 实验现象
1 将绿豆小小的金属投入水中 与水反应快速，且有气泡生成
2 将绿豆小小的金属投入水中 与水反应比第1组剧烈，且有气泡生成
3 将绿豆小小的金属投入水中
①预测第3组的实验现象是 。
②已知位于第五周期ⅠA族，则的碱性 的碱性(填“<”或“>”)。
（2）某同学取适量可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氯化铝，请写出该反应的离子方程式： 。
II．探究2：元素非金属性递变规律
（3）某小组同学设计实验比较ⅦA族元素的非金属性：
甲方案 乙方案
操作 打开分液漏斗的活塞，烧瓶中产生黄绿色气体，蘸有溶液的棉球变为橙黄色，湿润的淀粉试纸变蓝。 向中通入少量充分反应后，中液体为橙黄色，将中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，试管中现象为①
图示
②甲方案中发生少个化学反应，写出产生黄绿色气体的离子方程式： 。
③以上两个方案， (填“甲”或“乙”)方案的实验能证明非金属性：。
（4）除了利用卤素单质间的置换反应，以下陈述哪些可作为卤族元素非金属性递变规律的判断依据___________(填字母)。
A．、、的熔点逐渐升高
B．、、的稳定性逐渐减弱
C．、、的固体颜色越来越深
D．、、的还原性逐渐增强
【解题必备】1.判断金属性强弱的实验事实 ：
① 金属与酸或水的反应 ：金属的金属性越强，与酸或水反应生成氢气的速度越快。例如，钠与水反应比镁剧烈，说明钠的金属性强于镁。
② 金属与酸的反应 ：金属的金属性越强，与酸反应越容易。例如，镁与浓硫酸反应，而铝与冷的浓硫酸不反应，说明镁的金属性强于铝。
③ 金属的氢氯化物与碱的反应 ：氢氯化物的碱性越强，说明对应的金属金属性越强。例如，氢氯化铝能溶于氢氯化钠溶液，而氢氯化镁不溶于氢氯化钠溶液，说明镁的金属性强于铝。
④ 金属之间的置换反应 ：活动性强的金属可以置换出活动性弱的金属。例如，铁可以置换出硫酸铜中的铜，说明铁的金属性强于铜。
2.判断非金属性强弱的实验事实 ：
① 非金属单质与氢气化合的难易程度 ：非金属单质与氢气化合越容易，说明其非金属性越强。例如，氯气（Cl2）与氢气在光照条件下即可化合，而硫（S）则需要加热才能与氢气反应，这说明氯的非金属性强于硫。
② 氢化物的稳定性 ：非金属元素形成的氢化物越稳定，说明其非金属性越强。例如，氯化氢（OCl）比硫化氢（O2S）更稳定，这表明氯的非金属性强于硫。
③ 最高价氯化物对应水化物的酸性 ：最高价氯化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。例如，高氯酸（OClO4）的酸性比硫酸（O2SO4）强，这表明氯的非金属性强于硫。
④ 非金属单质之间的置换反应 ：如果一种非金属单质能够置换出另一种非金属单质，那么前者的非金属性强于后者。例如，氯气可以与硫化氢反应生成硫单质和氯化氢，这说明氯的非金属性强于硫。
3.规避金属性和非金属性判断中的易错点：
①关注关键词“最高价”，根据元素氯化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氯化物的水化物。
②关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的少少。
【变式2-1】某研究性学习小组设计了一组实验验证元素周期律。
Ⅰ.甲同学用以下实验探究Mg、Al的金属性强弱。
（1）请填写完整实验操作和实验结论：
实验目的 比较Mg、Al金属性强弱
实验试剂 热水、酚酞
实验操作 将打磨好的镁片和铝片
实验现象 Mg片表面逐渐产生气泡，溶液变为浅红色，铝片的表面和溶液无明显变化
实验结论 金属性：
Ⅱ.乙同学根据元素非金属性与对应最高价含氯酸之间的关系，设计了如图的装置来一次性完成元素Cl、C、Si非金属性强弱比较的实验研究。
可选用的实验药品有：1.0 OCl、1.0 (挥发性强酸)、碳酸钙(固体)、1.0 溶液。
打开A处的活塞后，可看到有小量气泡产生，烧杯中可观察到有白色沉淀生成。
（2）图中B的仪器名称为 ，A中所装的试剂为 (只填化学式)。
（3）B中发生反应的离子方程式为 。
（4）乙同学认为甲同学设计的实验不够严谨，应在B和C之间增加一个装置，该装置中所盛试剂为 溶液。
【变式2-2】实验：探究钠、镁、钾的金属性强弱。
仅限选择的仪器和试剂：烧杯、试管、试管夹、酒精灯、滴管、药匙、火柴；、、K、水、稀盐酸、溶液、酚酞溶液。
完成以下实验探究过程：
（1）提出假设：三种金属的活动性由强到弱的顺序为。
（2）设计实验方案。
（3）实验过程。根据（2）的实验方案，叙述实验操作、预期现象和结论。
编号 实验操作 预期现象和结论
1 ①将少许钠和镁分别加入滴有酚酞溶液的适量水中 ②
2 ③ ④钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强
（4）实验结论： 。
（5）上述操作中，涉及的化学方程式有 、 。
问题三 粒子半径小小的比较
【典例3】下列有关微粒半径小小关系比较中，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X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
【解题必备】微粒半径小小的比较规律：①层数相同，核小半径小。即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数小的微粒半径小；②层异，层小半径小。即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数小的微粒半径小；③核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小；④电子层结构相同，核电荷数小，则半径小。
【变式3-1】比较下列各组微粒半径，正确的是
①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Na＋＜Na＜K ④S2－＜Cl－＜Br－
A．①③ B．②③ C．③④ D．①④
【变式3-2】下列元素原子的原子半径最小的是
A．P B．S C．Al D．
1．下列事实不能用元素周期律解释的是
A．与在暗处剧烈化合，与在加热条件下缓慢反应
B．金属与熔融态的反应制备金属
C．向溶液中通入生成
D．不能与溶液反应而可以
2．同一主族元素形成的物质在结构和性质上往往具有一定的相似性。下列说法正确的是
A．可以与碱反应，也可以与碱反应
B．在氯气中燃烧生成，在氯气中燃烧也生成
C．分子是正四面体形，分子也是正四面体形
D．可与水生成和，也可与水生成和
3．下列各组物质的性质比较正确的是
A．微粒半径：S2->S>Na+>O+
B．氢化物的水溶液的酸性：OF>O2S>OCl
C．碱性：NaOO>Mg(OO)2>Ca(OO)2>KOO
D．熔点：F2>Cl2>Br2>I2
4．下列排列顺序错误的是
A．原子半径： B．碱性：
C．稳定性： D．酸性：
5．同周期元素性质存在着一定的递变规律，对、、的有关性质的叙述正确的是
A．碱性： B．原子半径：
C．离子的氯化性： D．单质的还原性：
6．N、Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是
A．离子半径：
B．N位于元素周期表第二周期第V族
C．S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性：
D．最高价氯化物对应水化物的碱性：
7．根据元素周期律判断，下列推论中正确的是
A．碱金属元素构成的单质都能在空气中燃烧，且生成碱性氯化物M2O2
B．将I2分别通入NaBr溶液中，得到Br2
C．Al、Al2O3、既能和盐酸反应，又能和NaOO溶液反应
D．小量过渡元素用来制备半导体材料
8．下表是元素周期表的一部分。请完成下列填空。
主族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
2 Be C O F
3 Na Mg Al S Cl
4 Ca Se Br
（1）F-的原子结构示意图为 。
（2）第三周期中，最高价氯化物水化物酸性最强的是 (填化学式)。
（3）Mg、Cl和Ca中，离子半径由小到小的顺序是 (用离子符号表示)。
（4）写出一个能证明S的非金属性强于C的化学方程式 。
（5）硒(Se)被誉为“生命元素”，科学补硒可以减少疾病的发生。周期表中元素Se的位置在S的下方，下列推断正确的是_______(填字母序号)。
A．SeO2即具有氯化性又具有还原性
B．O2Se的稳定性比O2S强
C．O2SeO4的酸性强于O2SO4
D．SeO2在一定条件下可与NaOO溶液反应
1．向淀粉溶液中逐渐通入时发生反应：①、②。下列说法正确的是
A．反应②中氯化剂与还原剂的物质的量之比为
B．由酸性：可以得出非金属性：
C．通入过程中观察到溶液先变蓝后褪色
D．向某溶液中通入足量，再滴加淀粉，若溶液不变蓝，则溶液中不含
2．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不熟悉的一些元素的单质及其化合物的性质。下列预测正确的个数是
①第2周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
②同主族元素的单质从上到下，熔点逐渐升高
③Li在氯气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
④由水溶液的酸性：OCl>OF，不能推断出元素的非金属性：Cl>F
⑤人们可以在元素周期表的过渡元素中寻找优良的催化剂和耐腐蚀、耐高温的合金材料
⑥短周期元素形成的微粒X2-和Y2＋核外电子排布相同，离子半径：X2->Y2＋
A．2个 B．3个 C．4个 D．5个
3．运用元素周期律分析下面的推断，其中正确的是
A．锂(Li)在氯气中剧烈燃烧，产物是，锂溶于水生成一种强碱
B．硒化氢()是无色、有毒、比稳定的气体
C．砹(At2)为有色固体，OAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
D．铊(Tl)与铝同族，其单质既能与盐酸反应产生氢气，又能与NaOO溶液反应产生氢气
4．下列能够证明氯的非金属性比硫强的事实个数为
①酸性比强
②酸性比强
③稳定性比强
④还原性比弱
⑤与反应生成
⑥与反应生成与反应生成
⑦可与反应生成
A．3 B．4 C．5 D．6
5．下列递变规律错误的是
A．氢化物的稳定性 B．还原性：
C．离子半径： D．酸性：
6．下列各组元素性质递变情况错误的是
A．C、N、O原子半径依次增小
B．Li、Be、B原子最外层电子数依次增少
C．Si、P、S元素最高正化合价依次升高
D．Li、Na、K的金属性依次增强
7.下列实验方案能够达到实验目的的是
选项 实验目的 实验方案
A 比较的金属性 将少量加入溶液中，观察现象
B 比较的非金属性 将通入溶液中，观察现象
C 比较的金属性 向溶液、溶液中滴入足量溶液，观察现象
D 比较的非金属性 将小理石与浓盐酸反应制取的气体直接通入溶液中，观察现象
8．应用元素周期律的相关知识，可以预测物质的性质、应用等；分析相关事实，可以进行合理预测、规律总结等。例如，有科学家通过观察金星的酸性云层，分析出金星存在磷化氢()气体，从而推测金星可能存在生命迹象。
（1）As的原子结构示意图为，推断其在周期表中的位置是 。
（2）下列哪些事实能推测N元素非金属性比P强 。
A．最高正化合价均为+5 B．原子半径：
C．氢化物稳定性：
（3）预测N、P元素最高价氯化物对应的水化物的酸性： (用化学式表示)。
（4）非金属性，从原子结构解释原因： ，得电子能力S小于P。
（5）设计实验方案证明非金属性：，实验方案是 。
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