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专题5 微观结构和物质的多样性
第一单元 元素周期律和元素周期表
元素周期律
化学　
1
1、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。
2、了解元素原子核外电子排布、元素的金属性和非金属性、元素化合价、原子半径等随元素核电荷数递增而呈周期性变化的规律。
在下列表格中画出核电荷数(原子序数)为1~18的元素原子结构示意图。从中你能发现原子核外电子排布呈现出哪些规律？
1 2
3 4 5 6 7 8 9 10
11 12 13 14 15 16 17 18
结论1：随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现从1→8的周期性变化（H、He除外）。
仔细观察下列实验数据，请与同学讨论，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？
3~9号 元素 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖）
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64 —
11~17号元素 Na（钠） Mg（镁） Al（铝） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氩）
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99 —
提示：
（1）稀有气体元素原子半径的测定依据与其它元素不同，没有可比性。
（2）表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。
原子半径
结论2：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现从大→小的周期性变化（稀有气体元素除外）。
仔细观察下图，试分析原子核外电子排布与原子半径的变化规律有何关系？如何判断微粒半径的相对大小？
电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小；
最外层电子数相同，电子层数越大，原子半径越大；
【学以致用】试着比较下列原子半径的大小（提示：先画出原子结构示意图）。
(1) Si与C ，P与Cl。
微粒半径比较1
原子半径大小的比较（除稀有气体）
(2) Al、Si、C 、O
+14
2
8
4
+17
2
8
7
+6
2
4
+13
2
8
3
+14
2
8
4
+6
2
4
+8
2
6
+15
2
8
5
Si > C ，P > Cl
Al > Si > C > O
微粒半径比较2
离子半径大小的比较
【交流与讨论1】试着比较：Cl Cl-，Na Na+半径的大小。
【交流与讨论2】试着比较：S2-、Cl-、Mg2+、Na+半径的大小。
>
<
S2- > Cl- > Na+ > Mg2+
原子半径 < 对应阴离子半径；原子半径 > 对应阳离子半径。
电子层数越多，离子半径越大。
电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小。
+16
2
8
8
+17
2
8
8
+12
2
8
+11
2
8
观察3~10、11~18号元素的化合价，从中你能发现哪些规律？
3~10 号元素 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖）
最高正化合价 最低负化合价 +1 — +2 — +3 — +4 - 4 +5 - 3 — -2 — -1 0
11~18号元素 Na（钠） Mg（镁） Al（铝） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氩）
最高正化合价 最低负化合价 +1 — +2 — +3 — +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
结论3：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现+1 → +7、最低负价呈现-4 → -1的周期性变化。(氧、氟元素无最高正价，金属无负价。)
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
核外电子排布
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
观察元素最高正价与最低负价，结合元素原子的核外电子排布，分析两者之间存在怎样的联系？ （稀有气体除外）
最高正价=最外层电子数、最高正价+|最低负价|=8
元素化合价与最外层电子排布的关系
元素性质分为金属性和非金属性，金属性指的是元素原子失电子的能力，非金属性指的是元素原子得电子的能力。
阅读教材P117“方法导引”，归纳：判断金属性和非金属性强弱的依据。
1、金属性强弱判断依据
①元素金属性越强，其单质与酸或水反应的越剧烈，越容易释放出氢气；
②元素金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
③置换反应，强置弱。（金属活动顺序表）
2、非金属性强弱判断依据
①元素非金属性越强，与H2结合越易结合，生成的气态氢化物越稳定。
②元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
③置换反应，强置弱。
元素 11Na 12Mg 13Al
单质和水(或酸)反应
与冷水剧烈反应
与沸水反应
与水不反应
与酸剧烈反应
与酸缓慢反应
根据下列实验现象探究11~17号元素的金属性和非金属性的强弱变化规律。
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2化合的难易 高温 磷蒸气 加热 光照
爆炸
气态氢化物的稳定性 SiH4 很不稳定 PH3 不稳定 H2S 受热分解 HCl
稳定
金属性：
非金属性：
【实验结论】
Na > Mg > Al
Si < P < S < Cl
金属性减弱，非金属性增强。
分析元素原子的核外电子排布，解释元素金属性、非金属性的递变规律（稀有气体除外）！
稀有气体除外！
结论4：随着原子序数的递增，元素性质呈现金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强的周期性变化。
最高价氧化物对应水化物 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 H4SiO4 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4
最强酸
根据11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律，预测Al(OH)3可能具有的性质。
实验内容 实验现象 实验结论
【实验1】向氢氧化铝中逐滴加入稀盐酸，观察实验现象。
【实验2】向氢氧化铝中逐滴加入NaOH溶液，观察实验现象。
白色沉淀逐渐消失
氢氧化铝能溶于NaOH溶液中
白色沉淀逐渐消失
氢氧化铝能溶于稀盐酸中
结论：Al(OH)3既能与强酸反应，也能与强碱反应。因此是两性氢氧化物，
两性氢氧化物
2、从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系中，错误的是（ ）
A、最外层电子数逐渐增多
B、原子半径逐渐增大
C、最高正化合价数值逐渐增大
D、从硅到氯，最低负化合价从-4到-1
B
1、随原子序数的递增，下列说法中，正确的是( )
A、最外层电子数逐渐增多
B、原子半径逐渐增大
C、元素的主要化合价逐渐增加
D、元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力、金属性与非金属性呈周期性变化
D
3、下列说法正确的是( )
A、HCl酸性比HF强，则非金属性Cl>F
B、HClO酸性比H2SO4弱，则非金属性ClC、Cu能从AgNO3溶液中置换出银，则金属性Cu>Ag
D、Na不能从CuSO4溶液中置换出Cu，则金属性NaC
分析：
A、错误。气态氢化物的稳定性越高，则元素非金属性越强。而不是比较酸性。
B、错误。最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则元素非金属性越强。而HClO中的Cl元素不是最高价。
C、正确。金属单质间的置换反应，强置换弱。
D、错误。钠在水溶液中之所以不能置换出铜，是因为钠优先与水反应了，而不是金属性比铜弱。
4、下列叙述中能肯定金属A比金属B更活泼的是( )
A、A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B、A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C、1 mol A从酸中置换H+生成H2比1 mol B从酸中置换H+生成的H2多
D、常温时，A能从水中置换出H2，而B却不能
D
分析：金属性指的是元素原子失电子的能力，判断依据有三种，其中之一就是“金属单质与水或酸反应置换出H2的难易”。
A、错误。如 Na和 Ca， Na最外层只有1个电子，但金属性较弱。
B、错误。如Li和 Al，Al有3个电子层，但金属性较弱。
C、错误。比较的是置换出H2的难易程度，而不是置换出H2的多少。
D、正确。金属越容易从水中置换出 H2 ，金属性越强！
5、下列叙述中错误的是( )
A、原子半径：OB、稳定性：PH3>H2S>HCl
C、酸性：H3PO4D、碱性：Al(OH)3B
A、正确。一看电子层数：电子层数越多微粒半径越大。
二看核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大微粒半径越小。
B、错误。非金属性越强，气态氢化物越稳定。而非金属性： PC、正确。非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。而非金属性： PD、正确。金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。而金属性：Al6、R元素形成的化合物RH3，其中R的化合价是其最低负化合价，则R元素最高价氧化物的化学式是 (　　 )
A．RO2　 B．RO3　 C．R2O5　 　D．R2O7
C
7、元素X原子的最外层有3个电子，Y的最高价氧化物的化学式为YO3，则它们形成的化合物可能是( )
A．XY2　　 　B．X2Y3　 C．X3Y2　 D．XY
分析：标出化合价，根据：元素最高正化合价+|元素最低负化合价|=8 ，可得最高正价为+5，故C选项正确。
分析：标出化合价，根据：元素最高正化合价=元素原子最外层电子数和元素最高正化合价+|元素最低负化合价|=8 ，可得X最高正价为+3，Y的最低负价为-2，故B选项正确。
B

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