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第四章
第二节　第一课时　元素性质的周期性变化规律
知识点一 原子结构的周期性变化
知识点二 元素性质的周期性变化
目录索引
素养目标 学习要点
1.能从原子结构视角说明同周期元素的性质递变规律,从微观的角度建构元素周期律,形成微观原子结构特点决定宏观性质的思维模式,形成宏观辨识与微观探析的学科素养。 2.能依据第三周期元素性质的比较实验的要求,选择合适的装置和试剂,完成相关实验,形成科学探究与创新意识的学科素养。 一个规律:元素周期律
两维变化:同周期、同主族性质的递变规律
两种判断:金属性、非金属性强弱的判断
知识点一 原子结构的周期性变化
基础落实 必备知识全过关
1.原子核外电子排布的周期性变化
目的 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
图像
结论:同周期元素随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子数呈现
　　　　　　的周期性变化(第一周期除外)

最外层电子数由1~2
由1到8
2.原子半径的周期性变化
目的 以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化
稀有气体除外(原子半径的测定依据不同)
图像
结论: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 由大到小
3.元素化合价的周期性变化
目的 以原子序数为1~18的元素为例,探究元素化合价的变化
图像
结论: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(第一周期和稀有气体元素除外)
+1→+7
+1→+5
-4→-1
名师点拨
元素的主要化合价及分析
(1)短周期主族元素中,原子的最外层电子数=元素所在的主族序数=元素最高正化合价(O、F除外)。
(2)金属元素无负化合价,只有0价和正化合价。
(3)短周期主族元素中,非金属元素都有负化合价,且存在关系:最低负化合价=原子最外层电子数-8(H、B除外)。
规律方法
“三看”法比较简单微粒的半径大小
(1)“一看”电子层数:当电子层数不同时,一般地,电子层数越多,半径越大。
(2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
(3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
正误判断
(1)第二周期元素中原子半径最小的原子是氟。(　　)
(2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。(　　)
(3)短周期元素中原子半径最小的是氢。(　　)
(4)从原子序数11依次增加到17,原子电子层数不变。(　　)
(5)从原子序数11依次增加到17,原子半径逐渐增大。(　　)
√
×
提示 O没有最高正价,F没有正价。
√
√
×
提示 同周期主族元素随原子序数的增大,原子半径逐渐减小。
重难突破 能力素养全提升
探究角度1原子结构的周期性变化
例1(2024·湖北天门高一检测)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为元素核电荷数,Y为元素的有关性质)。
把与下面元素的有关性质相符的图像的字母填在相应横线上。
(1)第ⅡA族元素的最外层电子数:　 。
(2)第三周期元素的离子Na+、Mg2+、Al3+、P3-、S2-、Cl-的半径:　　　。
(3)第二、三周期主族元素随原子序数递增,原子半径的变化:　　　　。
B
C
D
解析 (1)第ⅡA族元素的最外层电子数均为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: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。
[对点训练1]
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
C
解析 原子半径随原子序数的递增呈周期性变化,故A项错误。氯原子比锂原子多一个电子层,但原子半径r(Li)>r(Cl),故B项错误。元素性质的周期性变化不是简单的重复变化,变化的程度不同,变化的起点和终点也不同,故C项正确。氟是最活泼的非金属元素,它只有负价,没有正价;氧的非金属性也很强,没有最高正价,一般表现负价,故D项错误。
探究角度2微粒半径的比较
例2(2021·天津东丽区高一检测)下列粒子半径大小比较正确的是(　　)
A.Na+Cl->Na+>Al3+
C.NaB
解析 4种离子电子层结构相同时,随着核电荷数增大,离子半径依次减小,则离子半径Al3+Rb>K>Na,D错误;S2-和Cl-核外电子层结构相同,但核电荷数Cl>S,故离子半径S2->Cl-, Na+和Al3+核外电子层结构相同,且核电荷数Al>Na,则离子半径Na+>Al3+,电子层越多,半径越大,则半径:S2->Cl->Na+>Al3+,B正确。
图解要点　解答本类试题的思维流程
【变式设问】
(1)将D项的原子改为Cs+、Rb+、Na+、K+,试比较其半径大小。
(2)K、Mg的原子半径大小顺序为　　　　。
提示 Cs+>Rb+>K+>Na+。同主族元素的离子,电子层数越多,半径越大。
提示 K>Mg。由同主族元素变化规律知半径:K>Na,由同周期元素原子半径变化规律知半径:Na>Mg,综合可知半径:K>Mg。
[对点训练2]
(2024·福建龙岩高一检测)下列4种微粒中,半径按由大到小的顺序排列的是(　　)
A.①>②>③>④ B.③>④>①>②
C.③>①>②>④ D.①>②>④>③
C
解析 由结构示意图可知,①为S,②为Cl,③为S2-,④为F,微粒半径S2->S>Cl>F, 即③>①>②>④,C项正确。
思维模型　
依据“四同”规律比较原子(或离子)半径的大小
知识点二 元素性质的周期性变化
基础落实 必备知识全过关
1.探究Na、Mg、Al金属性强弱
根据教材【探究】——第三周期元素性质的递变,完成下表。
(1)实验探究:
实验内容 实验操作 实验现象
镁与水 反应 镁与冷水几乎不反应,加热沸腾后,镁条表面产生　　　　　　　,溶液变成　　　　　
大量气泡　
浅红色
实验内容 实验操作 实验现象
氢氧化铝与盐酸、氢氧化钠溶液反应 白色沉淀　　　
白色沉淀　　　
溶解
溶解
实验内容 实验操作 实验现象
氢氧化镁与盐酸、氢氧化钠溶液反应 白色沉淀　　　
白色沉淀　　　
溶解
不溶解
(2)实验结论
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>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
Na>Mg>Al
(3)Al(OH)3既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐和水,属于两性氢氧化物。写出氢氧化铝分别与盐酸、氢氧化钠溶液反应的离子方程式:
与盐酸反应:　　　　　　　　　　　　　　　　　　;
与氢氧化钠溶液反应:　　　　　　　　　　　　　　。
Al、Al2O3、Al(OH)3只能与强碱反应,不能与弱碱(如氨水)反应
Al(OH)3+3H+ ══ Al3++3H2O　
Al(OH)3+OH- ══[Al(OH)4]-
2.Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
根据教材【探究】——第三周期元素性质的递变,完成下表:
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　　　　　　　　　　　　　　　　　　(填酸的分子式) Cl>S>P>Si
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3　
Cl>S>P>Si
3.第三周期元素金属性和非金属性的变化规律
4.元素周期律 注意是原子序数,不是相对原子质量
(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈　　　　　　　　　　。
(2)实质:元素性质的周期性变化是元素______________________________
的必然结果。 结构决定性质
减弱
增强
周期性的变化
原子的核外电子排布呈现周期性变化
名师点拨
金属性和非金属性与单质及其化合物性质的对应关系
辨析比较
金属性与非金属性
金属性 非金属性
元素原子的失电子能力 元素原子的得电子能力
原子失电子能力越强的元素金属性越强;反之越弱 原子得电子能力越强的元素非金属性越强,反之越弱
教材拓展
两性氢氧化物:既能与酸反应又能与碱反应,且均生成盐和水的氢氧化物。
深度思考
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。
提示 先产生白色胶状沉淀,随着氢氧化钠溶液的加入,沉淀逐渐溶解。
Al3++3OH- ══ Al(OH)3↓;Al(OH)3+OH- ══[Al(OH)4]-。
正误判断
(1)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。(　　)
(2)元素的氧化物对应的水化物酸性越强,元素非金属性越强;碱性越强,元素金属性越强。(　　)
×
提示 原子失去电子的能力越强,金属性越强;原子得电子的能力越强,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。
×
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。
重难突破 能力素养全提升
探究角度1元素性质的周期性变化
例1原子核外电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,下列判断错误的是(　　)
A.原子半径:X>Y>Z
B.简单气态氢化物的稳定性:X>Y>Z
C.元素原子得电子能力:X>Y>Z
D.单质与氢气反应的剧烈程度:X>Y>Z
A
解析 同一周期的元素,非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。原子核外电子层数相同的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则元素的非金属性:X>Y>Z,元素的原子序数:X>Y>Z。同一周期的元素,原子序数越大,元素的原子半径越小,所以原子半径:XY>Z,所以简单气态氢化物的稳定性:X>Y>Z,B正确;元素的非金属性越强,其原子得电子能力越强,所以原子得电子能力:X>Y>Z,C正确;元素的非金属性越强,其单质与氢气化合越剧烈,则单质与氢气反应的剧烈程度:X>Y>Z,D正确。
图解要点　解答该题的思路
【变式设问】
(1)本题中的三种元素X、Y、Z分别位于元素周期表的哪一主族
(2)本题中的三种元素X、Y、Z能否位于第二周期
提示 根据HXO4、H2YO4、H3ZO4可知,X、Y、Z的最高正价分别为+7、+6、+5,分别位于元素周期表的第ⅦA族、第ⅥA族、第ⅤA族。
提示 不能。根据HXO4可知X的化合价为+7价,最外层有7个电子位于第ⅦA族,由于F没有正价,故不能位于第二周期。
[对点训练1]
如图为元素周期表的一部分,有关说法正确的是(　　)
A.原子序数:O>F
B.原子半径:O>S
C.非金属性:S>Cl
D.稳定性:HF>HCl
D
解析 同周期元素,从左到右原子序数增大,则原子序数:OHCl,故D正确。
思维模型　主族元素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
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 易→难 难→易
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
探究角度2元素金属性、非金属性的比较
例2(2024·山东青岛高一检测)下列能说明同周期元素As的非金属性比Br弱的是(　　)
A.在元素周期表中As的原子序数小于Br
B.As2O3具有还原性,BrO2具有极强的氧化性
C.气态AsH3的热稳定性比HBr的弱
D.H3AsO3的酸性比HBrO的弱
C
解析 原子序数的大小不能作为非金属性强弱的判断依据,故A不符合题意;不同价态的氧化物的氧化性或还原性强弱不能作为非金属性强弱的依据,故B不符合题意;气态氢化物越稳定,相应元素的非金属性越强,故C符合题意;非金属性应根据元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱比较,而H3AsO3和HBrO不是最高价含氧酸,不能根据两者酸性比较As和Br的非金属性强弱,故D不符合题意。
[对点训练2]
X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是(　　)
A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B.Y的单质能从NaX的溶液中置换出X的单质
C.X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D.同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强
C
解析 因X、Y是元素周期表第ⅦA族中的元素,若X的电子层数多,则说明X比Y的非金属性弱,A项错误;B项事实说明Y单质比X单质更活泼,则Y的非金属性比X的强,错误;根据单质与H2化合的难易判断,X2与H2化合更容易,说明氧化性X2>Y2,则非金属性X>Y,C项正确;D项判断依据错误,应根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断,错误。
思维模型　判断金属性和非金属性强弱的“三表”和“三反应”
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题组1原子结构的周期性变化
1.(2024·海南三亚高一检测)元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质原因是(　　)
A.元素的相对原子质量逐渐增大
B.原子的电子层数增多
C.原子核外电子排布呈周期性变化
D.原子半径呈周期性变化
C
解析 原子核外电子排布呈周期性变化是元素性质周期性变化的本质原因。
2.下列粒子半径大小比较正确的是(　　)
A.原子半径:F>Cl
B.原子半径:Na>S>Cl
C.离子半径:S2-D.第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
B
解析 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;钠、硫、氯是具有相同电子层数的原子,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;第三周期元素的阳离子和阴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。
题组2金属性、非金属性的比较
3.下列事实与推论相符的是(　　)
选项 实验事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性:O>S
B HCl的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性:Cl>S
C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 金属性:Na>K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性:F>Cl
D
解析 A项,H2O在常温下是液体,H2S在常温下是气体,沸点H2O>H2S,但沸点高低是物理性质,与元素的非金属性强弱无关,错误;B项,HCl是无氧酸,H2SO3不是最高价含氧酸,即两者都不属于最高价氧化物的水化物,虽然HCl比H2SO3酸性强,但不能证明非金属性:Cl>S,错误;C项,元素的金属性越强,其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易,钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈,则金属性K>Na,错误;D项,元素的非金属性越强,其对应氢化物的稳定性越强,热稳定性:HF>HCl,则非金属性:F>Cl,正确。
题组3元素周期律及应用
4.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,O比S的非金属性强
C
解析 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;同周期主族元素从左到右,非金属性逐渐增强,B项正确;金属性强弱不以得失电子多少为判断标准,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。
5.(2024·江西萍乡高一检测)下列性质的比较,不能用元素周期律解释的
是(　　)
A.非金属性:O>N>P
B.酸性:H2SO3>H2CO3>H2SiO3
C.碱性:KOH>NaOH>LiOH
D.热稳定性:HF>HCl>HBr
B
解析 元素周期表中同主族从下到上,同周期主族元素从左到右,元素的非金属性增强,非金属性:O>N>P,故A不符合题意;元素周期表中同主族从下到上,同周期主族元素从左到右,元素的非金属性增强,最高价氧化物对应的水化物的酸性增强,H2SO3不是硫的最高价氧化物,不能用元素周期律解释,故B符合题意;元素周期表中同主族从上到下,元素的金属性增强,最高价氧化物对应的水化物的碱性增强,碱性:KOH>NaOH>LiOH,故C不符合题意;元素周期表中同主族从上到下,元素的非金属性减弱,元素的氢化物稳定性减弱,热稳定性:HF>HCl>HBr,故D不符合题意。
6.下表为元素周期表中的一部分。
周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
二 ⑥ ⑦
三 ① ③ ⑤ ⑧ ⑩
四 ② ④ ⑨
用化学式或元素符号回答下列问题:
(1)①③⑤中,最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是　　　　　　。
(2)②③④中形成的简单离子半径由大到小的顺序是　 　　　　　。
NaOH
K+>Ca2+>Mg2+　
(3)①和⑨的最高价氧化物对应水化物的化学式为　 　和 　　　　。①和⑨两元素形成化合物的化学式为　　　　　　,该化合物的溶液与元素⑧的单质反应的离子方程式为　　　 　　　　　　　。
(4)⑧⑨ 三种元素的气态氢化物中最稳定的是　　　　,三者非金属性由强到弱的顺序为　　　　　　　　。
NaOH
HBrO4
NaBr
Cl2+2Br- ══ Br2+2Cl-
HF
F>Cl>Br
解析 (1)①③⑤最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3,其中碱性最强的是NaOH。
(2)②③④形成的简单阳离子分别为K+、Mg2+、Ca2+,其离子半径由大到小的顺序为K+>Ca2+>Mg2+。
(3)①⑨的最高价氧化物对应水化物分别为NaOH、HBrO4;①和⑨两元素形成化合物的化学式为NaBr,Cl2与NaBr溶液反应的离子方程式为Cl2+2Br- ══ Br2+2Cl-。
(4)⑧⑨ 分别为Cl、Br、F,三者非金属性由强到弱的顺序为F>Cl>Br,三种元素形成的气态氢化物中最稳定的是HF。

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