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课程标准要求 学科核心素养
1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。了解原子核外电子的排布。结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯,以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和同主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。 2.认识构成物质的微粒之间存在相互作用,结合典型实例认识离子键和共价键的形成,建立化学键概念。知道分子存在一定的空间结构。认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的实质及能量变化的主要原因。 3.知道有机化合物存在同分异构现象,无机物中存在同素异形现象。 1.证据推理与模型认知:通过原子结构、元素周期表、元素周期律的学习,体会位、构、性的关系,并能据此进行相关的推断,培养证据推理与模型认知素养。 2.科学探究与创新意识:通过探究第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯性质的递变规律,碱金属和卤族元素性质的递变规律实验,培养科学探究与创新意识素养。 3.宏观辨识与微观探析:通过构成物质的微粒之间存在相互作用力,认识离子键、共价键及分子间作用力的存在。通过同素异形体及同分异构体的存在,培养宏观辨识与微观探析素养。
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
[学习目标]　1.通过对1～18号元素性质的学习,掌握原子核外电子排布规律,掌握原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.通过学习钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯有关数据和实验事实,认识元素性质呈周期性变化的规律,认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果,认识元素周期律并了解其实质。
学习任务一　原子核外电子排布　原子半径的变化规律
1.原子序数
(1)概念:按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫作原子序数。
(2)等量关系:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
2.原子结构变化规律
(1)最外层电子数的变化规律。
结论:核电荷数为1～18号元素的原子,随着核电荷数的递增,除H、He外,元素原子最外层电子数重复出现 1～8的周期性变化。
(2)原子半径的变化规律。
3～9号 元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
原子半 径/pm 152 111 88 77 70 66 64
变化 趋势 逐渐变小
11～17 号元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
原子半 径/pm 186 160 143 117 110 104 99
变化 趋势 逐渐变小
结论:3～9号元素及11～17号元素随着核电荷数的递增,元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
[示例] 比较下列微粒半径的大小(填“>”或“<”)。
C　　　　Na;B　　　　N;
Si　　　　S;O　　　　S。
图示法可以更加直观地表现原子性质的变化规律,如图显示的是1～18号元素的原子结构示意图、最外层电子数变化图和3～9号、11～17号元素的原子半径变化图。
图甲　1～18号元素原子的结构示意图
图乙　1～18号元素原子最外层电子数变化图
图丙　3～9号、11～17号元素原子半径变化图
探究　原子核外电子排布、原子半径的变化规律
问题1:总结1～18号元素的原子核外电子排布的规律。
问题2:3～9号、11～17号元素的原子半径有什么变化规律
问题3:影响元素的原子半径大小的因素有哪些
问题4:结合图甲和图丙思考,随核电荷数增多原子半径逐渐减小的原因是什么
1.下列元素中原子半径最大的是(　　)
A.硅 B.磷 C.硫 D.氯
2.已知下列原子的半径:
原子 N S O Si
半径r/(×10-10 m) 0.70 1.04 0.66 1.17
根据以上数据,磷原子的半径可能是(　　)
A.1.10×10-10 m B.0.80×10-10 m
C.1.20×10-10 m D.0.70×10-10 m
3.下列四种微粒中,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
三看法比较微粒半径大小
(1)电子层数:一般电子层数越多,半径越大,如Na>Li、Na>Na+。
(2)核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
(3)核外电子数:当电子层数与核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大,如Cl->Cl。
学习任务二　元素化合价的变化规律
1.元素主要化合价
1～18号元素最高化合价和最低化合价:
1～9号 元素 H He Li Be B C N O F
最高和最 低化合价 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10～18号 元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最 低化合价 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
2.元素主要化合价变化规律
原子序数 主要化合价
1→2 +1→0
3→9 最高化合价:+1→+5(不含O、F); 最低化合价:-4→-1
11→17 最高化合价:+1→+7; 最低化合价:-4→-1
(1)随着原子序数的递增,元素的最高化合价由+1递增到+7(O、F除外),元素的最低化合价由-4递增到-1。
(2)元素最高化合价=最外层电子数(O、F除外)。
3.元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因
随着核电荷数的递增,原子的最外层电子排布呈周期性变化。
图示法可以更加直观地表现出元素相关性质的变化规律,如图甲、图乙分别是1～18号元素原子的结构示意图和元素主要化合价变化图。
图甲
图乙
探究　1～18号元素主要化合价变化规律
问题1:Li→F元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
问题2:Na→Cl元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
问题3:结合原子结构示意图分析元素的最高化合价、最低化合价与原子结构有何联系。
元素主要化合价的确定方法
(1)最高化合价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低化合价=最高化合价-8(H、O、F除外)。
(3)H的最高化合价为+1,最低化合价为-1;氧无最高化合价;F无正化合价。
1.下列图像中能表示11～17号元素最高化合价(Y)随元素核电荷数(Z)变化关系的是(　　)
A B C D
2.某元素的原子L层电子数比M层电子数多5,且M层电子数大于0,该元素的最高化合价为(　　)
A.+3 B.+4
C.+5 D.+6
3.元素的原子结构决定其性质。下列说法正确的是(　　)
A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B.原子序数为17的元素的最高化合价为+7
C.C、N、O三种元素的最高化合价分别是+4、+5、+6
D.随着元素原子序数的递增,主族元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-7到-1重复
出现
学习任务三　元素金属性、非金属性的递变规律
一、元素的金属性递变规律
1.判断元素金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生,元素原子的失电子能力越强,元素的金属性越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说,碱性越强,元素原子失电子的能力越强,元素的金属性越强。
2.钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容 实验现象及化学(离子)方程式 实验结论
将一小块钠放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的小烧杯中 常温下,反应剧烈,酚酞溶液变红色 金属元素原子失电子的能力,即金属性:Na>Mg>Al
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的试管中,然后加热试管 (1)镁与水:常温下,没有明显的变化;加热,反应缓慢,酚酞溶液变浅红色,化学方程式为Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑。 (2)铝与冷水、热水:看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管中 (1)镁与稀盐酸:反应剧烈,生成大量气体,离子方程式为Mg+2H+Mg2++H2↑。 (2)铝与稀盐酸:反应较剧烈,生成大量气体,离子方程式为2Al+6H+2Al3++3H2↑
3.NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱实验探究
实验操作
沉淀溶 解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相关反应 的化学 方程式 Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH)4] Mg(OH)2+2HCl MgCl2+2H2O —
实验结论 NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,三者的碱性依次减弱
4.结论
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱。
二、元素的非金属性递变规律
1.判断元素非金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的热稳定性。一般来说,反应越容易进行,生成的气态氢化物越稳定,元素原子得电子的能力越强,非金属性越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说,酸性越强,元素原子得电子的能力越强,非金属性越强。
2.Si、P、S、Cl的非金属性强弱比较
项目 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物 化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧化物 对应的水化物 化学式 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强的无机含氧酸
结论 按硅、磷、硫、氯元素的顺序,随着核电荷数增加,气态氢化物越来越稳定,最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越强,非金属性逐渐增强
解释 当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外),原子得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强
三、元素周期律
1.概念:随着核电荷数的递增,元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
2.实质:元素原子核外电子排布随着核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
根据下列图表思考:
表1
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, 与酸剧烈反应 与水不反应, 与酸缓慢 反应
表2
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2 的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或 点燃时 发生爆 炸而化 合　　
气态氢化物 的热稳定性 SiH4 不稳定 PH3 不稳定 H2S 受热 分解 HCl 稳定
表3
元素 化学式 酸碱性强弱
11Na NaOH 强碱
12Mg Mg(OH)2 中强碱
13Al Al(OH)3 两性氢氧化物
14Si H2SiO3 弱酸
15P H3PO4 中强酸
16S H2SO4 强酸
17Cl HClO4 酸性更强
探究　元素金属性、非金属性强弱的判断
问题1:什么是元素的金属性、非金属性
问题2:可以通过哪些性质比较金属性
问题3:可以通过哪些性质比较非金属性
问题4:据所给图表总结11～17号元素性质递变规律。
问题5:从原子结构角度解释11～17号元素性质递变的原因。
元素金属性、非金属性强弱的判断
1.从原子结构判断
(1)电子层数相同时,核电荷数越大,元素的金属性越弱,非金属性越强。
(2)最外层电子数相同时,电子层数越多,元素的金属性越强,非金属性越弱。
2.从元素单质及其化合物的性质判断
题点一　元素金属性的判断
1.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　)
A.根据金属元素原子失去电子的数目来判断,失去电子较多的金属性较强
B.用Na置换MgCl2溶液中的Mg来验证钠元素的金属性强于镁元素的
C.Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,可说明元素金属性:Al>Mg
D.碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
2.下列叙述肯定能说明金属A比金属B的活动性强的是(　　)
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.常温时,A能从酸中置换出氢,而B不能
C.1 mol A从酸中置换生成的H2比1 mol B从酸中置换生成的H2多
D.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
3.(1)研究表明26Al可以衰变为26Mg,可以比较这两种元素金属性强弱的方法是
(填字母,下同)。
a.比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b.Mg(OH)2属于中强碱,Al(OH)3属于两性氢氧化物
c.将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用,并滴入酚酞溶液
d.将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
(2)某同学认为铝有一定的非金属性,下列化学反应中,你认为能支持该同学观点的是　　　　。
a.铝片与盐酸反应放出氢气
b.氢氧化铝溶于强碱溶液
c.氢氧化铝溶于强酸溶液
(2)典型的金属元素的氢氧化物只能与酸反应,而Al(OH)3既能与酸反应又能与强碱反应,故选b。
题点二　元素非金属性的判断
4.下列比较元素的非金属性强弱的方法不正确的是(　　)
A.比较Cl、Br的非金属性:将Cl2和Br2分别在一定条件下与氢气反应
B.比较C和Si的非金属性:将CH4和SiH4加热分解
C.比较N和S的非金属性:测定HNO3和H2SO4溶液的酸性
D.比较S和Cl的非金属性:将氯气和H2S混合反应
5.可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是(　　)
①HCl的溶解度比H2S的大
②HClO的氧化性比H2SO4的强
③HClO4的酸性比H2SO4的强
④HCl比H2S稳定
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有 6个电子
⑥Cl2能与铁反应生成FeCl3,硫与铁反应生成FeS
⑦Cl2可以从H2S溶液中置换出S
⑧同浓度的HCl和H2S的水溶液,前者酸性强
⑨HCl(或Cl-)的还原性比H2S(或S2-)的弱
A.①②③④⑤⑨ B.③④⑥⑦⑧
C.①②⑤⑥⑦⑨ D.③④⑥⑦⑨
1.金属性是指金属原子失电子的能力;金属活动性是指单质在水溶液中,金属原子失去电子生成金属阳离子的倾向。两者顺序基本一致,仅极少数例外。如金属性Pb>Sn,而金属活动性Sn>Pb。
2.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多少。
3.根据元素的氧化物对应的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,必须是其最高价氧化物对应的水化物。不能根据无氧酸或低价含氧酸的酸性强弱判断元素的非金属性强弱。如盐酸的酸性强于碳酸的,但不能说明氯的非金属性强于碳的。
题点三　元素周期律
6.元素周期律的实质是(　　)
A.原子半径的周期性变化
B.元素主要化合价的周期性变化
C.原子序数的递增
D.核外电子排布的周期性变化
7.关于元素Na、Mg、S、Cl,下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(Na)B.元素最高化合价:MgC.碱性:NaOHD.热稳定性:H2S>HCl
8.下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是(　　)
A.酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3
B.碱性:KOH>NaOH>LiOH
C.热稳定性:H2O>H2S>PH3
D.非金属性:F>O>N
[footnoteRef:0]　　　　　　 　　　　　 　　　　　 [0:
命题解密与解题指导
情境解读:本题以短周期主族元素为考查内容,以核外电子排布、原子半径、单质的性质为背景,考查元素推断、原子(离子)结构示意图、化学式及非金属性强弱的判断。
素养立意:通过核外电子排布、原子半径、单质的性质推导元素名称,考查证据推理与模型认知素养。设计实验证明非金属性强弱,考查科学探究与创新意识素养。
解题路径:由核外电子排布、原子半径、单质的性质,先推导出元素名称,再利用所学知识书写原子(离子)结构示意图、最高价含氧酸、化学方程式及设计实验证明非金属性强弱。]
　背景材料
六种短周期主族元素A、B、C、D、E、F的原子序数依次增大。元素周期表中A的原子半径最小。B原子的最外层电子数是内层电子数的两倍。C为地壳中含量最多的元素。在短周期主族元素中D的原子半径最大,D的单质燃烧时呈现黄色火焰。D的单质在加热条件下与C的单质充分反应,可以得到与E的单质颜色相同的淡黄色固态化合物。D与F形成的化合物DF是常用的调味品。
试根据以上叙述回答下列问题。
(1)元素名称:A　　　　　、B　　　　　、C　 、 D　　　　　。
(2)E的最高价氧化物对应的水化物的化学式是　　　　　　　。
(3)F离子的结构示意图:　　　　　　　　　　　　。
(4)A、B组成的最简单化合物的名称是　　　　。
(5)C、D按原子个数比1∶1组成的一种化合物与水发生反应的化学方程式为
　　　　　　　　　　　　　　　。
(6)能说明E的非金属性比F的非金属性　　　　(填“强”或“弱”)的事实是　　　　　　　　　　　　　　　　　　(举一例)。
课时作业
对点训练
知识点一　原子核外电子排布　原子半径的变化规律
1.下列离子半径最小的是(　　)
A.Mg2+ B.Al3+ C.O2- D.F-
2.已知短周期元素A、B、C、D的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。则下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径:A>B>D>C
B.原子序数:d>c>b>a
C.原子的最外层电子数:C>D>A>B
D.离子半径:C3->D->B+>A2+
3.所有元素(除稀有气体元素外)中,原子半径最小的是H,其次是F。下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+
C.NaD.F>O>N>C
知识点二　元素化合价的变化规律
4.某元素的气态氢化物化学式为H2R,此元素最高价氧化物对应的水化物的化学式可能为(　　)
A.H2RO3 B.H2RO4
C.HRO3 D.H3RO4
5.以下有关元素化合价的说法不正确的是(　　)
A.元素的化合价主要取决于元素原子的最外层电子数
B.非金属元素的最高化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数
C.稀有气体元素化学性质很不活泼,很难与其他物质反应,通常把它们的化合价看作零
D.第二、三周期元素的化合价都是最高化合价从+1→+7,最低化合价从-4→-1
6.下列各组元素是按最高化合价由高到低、最低化合价绝对值由低到高顺序排列的是(　　)
A.Na、Mg、Al B.F、O、N
C.N、O、F D.S、P、Si
知识点三　元素金属性、非金属性的递变规律
7.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.Cl2可以从H2S溶液中置换出S,非金属性:Cl>S
B.F2比Cl2更容易与H2化合,非金属性:F>Cl
C.KOH的碱性强于NaOH,金属性:K>Na
D.H2SO3的酸性强于H2CO3,非金属性:S>C
8.下列实验不能达到实验目的的是(　　)
选项 实验操作 实验目的
A. Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴元素的非金属性强弱
B. MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝元素的金属性强弱
C. 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫元素的非金属性强弱
D. Fe、Cu分别与相同浓度的盐酸反应 比较铁、铜元素的金属性强弱
9.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
选项 事实 推论
A. 与冷水反应,Na比Mg剧烈 金属性: Na>Mg
B. Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2的 金属性: Ca>Mg
C. SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性: S>C
D. H2+Cl22HCl、H2+I22HI 非金属性: Cl>I
10.下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　)
A.将大理石加入稀盐酸中,能产生CO2气体,说明Cl的非金属性强于C的
B.Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度,说明S的非金属性强于Si的
C.Na与冷水反应剧烈,而Mg与冷水反应缓慢,说明Na的金属性强于Mg的
D.Fe投入CuSO4溶液中,能置换出Cu,说明Fe的金属性比Cu的强
11.电子层数相同的三种元素X、Y、Z,已知最高价氧化物对应的水化物的酸性HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断错误的是 (　　)
A.原子半径:X>Y>Z
B.气态氢化物的热稳定性:HX>H2Y>ZH3
C.非金属性:X>Y>Z
D.氢化物的还原性:HX综合应用
12.Be3Al2Si6O18、MgF2、Ca5(PO4)3F 是天然绿色宝石的主要成分。下列说法错误的是(　　)
A.离子半径:r(O2-)>r(Al3+)
B.碱性:NaOH>Mg(OH)2
C.酸性:H2SiO3>H3PO4
D.热稳定性:HF>H2O
13.下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价,请判断以下叙述正确的是(　　)
元素 A B C D E
原子半 径/nm 0.160 0.143 0.111 0.104 0.066
主要化 合价 +2 +3 +2 +6、 -2 -2
A.A2+与D2-的核外电子数相等
B.B3+是其所在周期中所有常见离子中半径最小的
C.气态氢化物的热稳定性为H2ED.在相同条件下,单质与同浓度的稀盐酸反应的剧烈程度为B>A
14.下列有关各元素的性质递变规律错误的是(　　)
A.Na、Mg、Al金属性逐渐减弱
B.C、N、O、F的原子半径依次减小,元素的最高化合价依次升高
C.Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱
D.Si、P、S、Cl的气态氢化物的热稳定性依次增强
15.部分前18号元素原子半径与原子序数的关系如图所示。下列说法错误的是(　　)
A.最高价氧化物对应水化物的碱性:Z>M
B.Y、R两种元素气态氢化物的热稳定性:Y>R
C.简单离子的半径:X>Z>M
D.自然界中任何一种R原子的质量数都是35.5
16.下列判断错误的是(　　)
A.气态氢化物的热稳定性:H2O>NH3>CH4
B.原子半径:NC.酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4
D.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
17.(1)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数,Y为元素的有关性质)。把与下列元素的有关性质相符的曲线的字母填入相应的横线上:
①11～17号元素原子的最外层电子数:　　　　。
②F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径:　　 　　。
(2)A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18,其最高化合价依次为+1价、+4价、+5价、+7价。已知B原子的核外次外层电子数为2;A、C原子的核外次外层电子数均为8;D的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强酸。
①A、B、C、D的元素名称分别是　　　、　　　、　　　　、　　　　。
②A的离子结构示意图是　 ;
C的原子结构示意图是　 。
③B的最高价氧化物与A的氢氧化物的水溶液反应的离子方程式是
　　　　　　　　　　　　。
④C、D的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序是　　　　　　。
②　③CO2+2OH-C)　
④HCl>PH3
②F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径大小顺序为F->Na+>Mg2+>Al3+,随着核电荷数的增大,离子半径逐渐减小,a符合题意。
(2)①A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18,其最高化合价依次为+1价、+4价、+5价、+7价。已知B原子的核外次外层电子数为2,则B是碳元素;A、C原子的核外次外层电子数为8,则A是钠元素,C为磷元素;D的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强酸,则D为氯元素。
③B是碳元素,最高价氧化物是二氧化碳,CO2与NaOH溶液反应的离子方程式为CO2+2OH-C+H2O或CO2+OH-HC。
④C是磷元素,D是氯元素,非金属性Cl>P,C、D的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序是HCl>PH3。
18.Ⅰ.某同学设计了如下系列实验验证元素周期律。
(1)常温下,若将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入水中,与水反应最剧烈的是　　　　,若将钠、镁、铝各1 mol分别投入足量含同浓度的稀盐酸中,　　　　与盐酸反应产生的气体最多。(填元素符号)
Ⅱ.利用如图装置可验证同主族、同周期元素非金属性的变化规律。
(2)仪器B的名称为　　　　　　,干燥管D的作用为　　　　　　。
(3)若要证明非金属性Cl>S,仪器C中装有Na2S溶液,仪器B中装有KMnO4固体,仪器A中装有浓盐酸,观察到C中出现黄色浑浊,可证明非金属性Cl　　　　(填“>”或“<”)S,C中反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。从环境保护的角度考虑,此装置缺少尾气处理装置,可用　　　　(填化学式)溶液吸收尾气。
(4)甲同学在仪器A中加盐酸,仪器B中加 CaCO3,仪器C中装有Na2SiO3溶液。观察到C中溶液　　　　　　　　(填现象),甲同学认为该实验证明非金属性 Cl>C>Si。但是乙同学认为盐酸具有挥发性,挥发的HCl可进入仪器C中干扰实验,应在两装置之间添加　　　　　　　　　　　　　溶液的洗气瓶除去HCl;丙同学认为这种改进还是不能证明非金属性Cl>C,理由是　
　。
(3)>　S2-+Cl2S↓+2Cl-　NaOH
(4)产生白色沉淀　饱和NaHCO3　HCl不是氯元素最高价氧化物对应的水化物
(2)由题图可知,仪器B的名称为圆底烧瓶;干燥管D的作用为防倒吸。
(3)该反应为氯气置换出硫单质的反应,根据单质置换其他非金属单质的能力越强,则元素的非金属性越强可知,元素非金属性Cl>S;装置C中氯气和硫化钠反应生成单质硫,离子方程式为S2-+Cl2S↓+2Cl-;该装置需进行尾气处理,防止有毒的氯气污染环境,可用NaOH溶液进行吸收处理。
(4)盐酸和碳酸钙反应生成二氧化碳进入硅酸钠溶液中,反应生成硅酸,硅酸为白色难溶于水的固体,故会看见白色沉淀产生;进入仪器C中的气体不仅有二氧化碳,还可能会有挥发出来的氯化氢气体,应选用饱和NaHCO3溶液除去氯化氢气体,防止其干扰实验;非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,其非金属性越强,HCl不是氯元素最高价氧化物对应的水化物,则这种改进还是不能证明非金属性Cl>C。(共102张PPT)
第2课时　元素周期表
及其应用
1.通过学习碱金属元素、卤素性质的实验,能设计探究同主族元素性质的递变规律的实验方案,能掌握同主族元素性质的递变规律,能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律,并能形成“结构决定性质”的观念。2.通过元素周期表的学习,能熟悉元素周期表编排原则,能掌握元素周期表的结构,能根据元素在周期表中的位置分析原子结构,能根据元素在周期表中的位置或原子结构分析、比较常见元素及其化合物的性质,能利用元素周期表预测新元素及其化合物的性质。3.通过学习同周期、同主族元素性质的递变规律,能认识周期表是元素周期律的具体体现形式,能根据元素在周期表中的位置及元素周期律掌握元素的性质,能认识元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要价值。
元素周期表的结构
学习任务一
1.元素周期表的诞生
1869年,俄国化学家 绘制了第一张元素周期表。
门捷列夫
2.编排原则
3.常见族的特别名称
ⅠA族(除氢元素外):碱金属元素。
ⅦA族: 元素。
0族: 元素。
4.元素周期表中的元素信息
卤族
稀有气体
原子序数
相对原子质量
元素符号
元素名称
仔细观察元素周期表,回答下列问题。
探究1　周期表的编排及结构
问题1:周期表的编排原则是什么
提示:
问题2:在周期表中共有多少个横行和周期 这些周期可分为哪几类 每个周期各有多少种元素
提示: 7个横行,7个周期;短周期包括第一、二、三周期,长周期包括第四、五、六、七周期;对应的元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32。
问题3:在周期表中共有多少个纵列和族 这些族可分为哪几类
提示:18个纵列, 16个族;分为7个主族(A)、7个副族(B)、1个0族、1个Ⅷ族。
问题4:在元素周期表中含元素种类最多的族是哪一族 形成化合物种类最多的族是哪一族
提示:ⅢB族,ⅢB族含有镧系元素和锕系元素;ⅣA族,ⅣA族中碳元素形成有机物。
问题5:同周期的ⅡA族、ⅢA族元素间原子序数之差一定是1吗
提示:不一定;第二、三周期差1,第四、五周期差11,第六、七周期差25。
问题6:第七周期113～117号元素分别为第几族
提示:ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族。
问题7:短周期元素中族序数与周期序数相同的元素有哪些
提示:若族序数与周期序数为1,则为氢元素;若族序数与周期序数为2,则为铍元素;若族序数与周期序数为3,则为铝元素。
探究2　原子结构与元素在周期表中位置的关系
问题8:如何根据氯元素原子的结构示意图,推断氯元素在周期表中的位置 能否根据元素在周期表中的位置推断其结构
提示:根据氯原子的电子层数=周期序数,最外层电子数=主族序数,推断氯元素在周期表的第三周期ⅦA族;同理也可以根据元素在周期表中的位置推断其结构。
题点一　元素周期表的结构
1.1869年,俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表,揭示了化学元素间的内在联系,成为化学史上的重要里程碑之一。下列关于元素周期表的说法错误的是(　　)
A.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族的10个纵列的元素都是金属元素
B.元素周期表由三个短周期、四个长周期构成
C.元素周期表含元素种类最多的族是ⅢB族
D.元素周期表中含有主族、副族、Ⅷ族、0族共十八个族
D
【解析】 元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族的10个纵列均属于过渡元素,过渡元素都是金属元素,A正确;元素周期表有7个横行,每个横行为一个周期,其中前三周期为短周期,其他周期为长周期,因此元素周期表由三个短周期、四个长周期构成,B正确;ⅢB族包括镧系和锕系元素,共32种元素,所以是含元素种类最多的族,C正确;元素周期表有18个纵列,其中8、9、10三个纵列共同组成Ⅷ族,因此元素周期表中含有主族、副族、Ⅷ族、0族共 16个族,D错误。
2.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.副族元素都是金属元素
B.主族元素都是短周期元素
C.在元素周期表中,每一纵列就是一个族
D.元素周期表中每个长周期均包含32种元素
A
【解析】 副族元素在第3～7纵列、第11～12纵列,都是金属元素,故A正确;主族元素有短周期元素,也有长周期元素,故B错误;在元素周期表中,有18个纵列,但只有 16个族,第8、9、10三个纵列为Ⅷ族,故C错误;元素周期表中第四周期、第五周期包含18种元素,第六周期、第七周期包含32种元素,故D错误。
3.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的
B.元素周期表有7个横行,即7个周期;有18个纵列,即18个族
C.凡是位于元素周期表中同一周期的元素,都是按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8
D.凡是位于元素周期表中同一主族的元素,都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多
D
【解析】 元素周期表是按照元素原子序数递增的顺序排列而成的,A项错
误;元素周期表有7个横行,即7个周期,18个纵列,但只有16个族(其中Ⅷ族有
3个纵列),B项错误;凡是位于元素周期表中同一周期的元素,电子层数均相同,短周期中第二、三周期的元素按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8,但第一周期和长周期元素不符合此规律,C项错误;凡是位于元素周期表中同一主族的元素,都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多,D项正确。
题点二　元素周期表局部推断及应用
4.某元素的原子核外有3个电子层,最外层有4个电子,该元素位于(　　)
A.第三周期,第4列 B.第三周期,第14列
C.第四周期,第3列 D.第四周期,第13列
B
5.如图所示是元素周期表的一部分,下列说法中正确的是(　　)
A.元素的简单离子半径大小:④>⑤>②
B.气态氢化物的热稳定性:⑤>②
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性:⑥>⑤
D.元素的最高化合价:③=⑥
C
【解析】 元素①～⑥分别为N、O、F、Al、S、Cl。离子半径S2->O2->
Al3+,A项错误;元素的非金属性越强,则对应气态氢化物越稳定,最高价氧化物对应的水化物的酸性也越强,故热稳定性H2O>H2S,酸性HClO4>H2SO4,B项错误,C项正确;F无正化合价,D项错误。
6.A、B、C均为短周期元素,它们在周期表中的相对位置如图所示。已知 B、 C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍;B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍,则A、B、C分别为(　　)
A.Be、Na、Al
B.O、P、Cl
C.C、Al、P
D.B、Mg、Si
B
【解析】 根据题图可知,设A的原子序数为x,则B的原子序数为x+8-1,C的原子序数为x+8+1,因为B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍,则有x+8-1+x+8+1=4x,解得x=8,所以A为O,B、C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍,则B为P, C为Cl,故B符合题意。
思维建模
元素位置与原子结构推断的思维模型
题点三　周期表中“位—构—性”的关系
7.已知Cl、Se、Br在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径:Se>Br>Cl
B.还原性:Br->Se2->Cl-
C.酸性:HClO4>HBrO4>H2SeO4
D.气态氢化物的热稳定性:HCl>HBr>H2Se
B
【解析】 溴、硒原子比氯原子多1个电子层,则Cl的原子半径最小,溴、硒原子的电子层数相同,溴元素的原子序数大于硒元素的,所以原子半径大小为Se>Br>Cl,A正确;氧化性Cl2>Br2>Se,则离子的还原性Se2->Br->Cl-,B错误;非金属性Cl>Br>Se,则最高价氧化物对应的水化物的酸性HClO4>HBrO4>
H2SeO4,C正确;非金属性Cl>Br>Se,则气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>
H2Se,D正确。
8.下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z为短周期主族元素,X的最外层电子数等于电子层数,下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径:WB.常温常压下,Y单质为固态
C.气态氢化物的热稳定性:ZD.X的最高价氧化物对应的水化物是强碱
D
W
X Y Z
【解析】 X原子的最外层电子数等于其电子层数,则X为Al,由各元素在元素周期表中的相对位置可知,X为Al,Y为Si,Z为P,W为N。N为第二周期元素,Al是第三周期元素,原子的电子层数越多,原子半径越大,故原子半径N同主族元素性质的递变规律
学习任务二
一、 碱金属元素的原子结构和性质递变规律
1.碱金属元素的原子结构
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
原子结构 示意图
相似性 最外层均有 个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加,电子层数逐渐 ,原子半径逐渐 1
增多
增大
2.碱金属元素单质的物理性质
银白色
较小
增大
降低
3.碱金属元素单质的化学性质
(1)相似性:都是活泼金属,均易失去 个电子,在化合物中均为 价。
1
+1
碱金属元素的最高价氧化物( )对应的水化物( ),一般都具有
。
R2O
ROH
强碱性
(2)递变性。
碱金属 与水反应的现象
Li 反应较为 ,锂浮在水面,并以稳定、适中的速度释放出气体
Na 反应迅速,钠熔化成小球
K 反应迅速,伴有燃烧,轻微爆炸
Rb 剧烈反应,发生爆炸
Cs 剧烈反应,发生剧烈爆炸
缓和
随着核电荷数的递增,碱金属元素的单质与水反应越来越 ,说明碱金属元素的原子越易 电子,单质的 越来越强,元素的 越来越强。
从Li→Cs,与氧气反应越来越 ,产物越来越复杂。
剧烈
失去
还原性
金属性
剧烈
元素 名称 氟 氯 溴 碘
元素 符号
原子 结构 示意图
二、卤族元素的原子结构和性质递变规律
1.卤族元素原子结构
F
Cl
Br
I
相似性 最外层均有 个电子
递变性 从F到I随核电荷数的增加,电子层数逐渐 ,原子半径逐渐
7
增多
增大
2.卤素单质的物理性质
(1)颜色。
深红棕色
紫黑色
颜色逐渐加深。
(2)熔、沸点。
3.卤素单质的化学性质
(1)相似性。
卤族元素的原子最外层均有 个电子,得电子的能力 ,容易得 个电子,其单质都具有较强的 性,自然界中 游离态的卤素单质。
7
强
1
氧化
不存在
(2)递变性。
实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱:
实验操作 实验现象 化学方程式
静置后,液体分层,上层接近 ,下层呈
静置后,液体分层,上层接近 ,下层呈
无色
橙红色
无色
紫红色
静置后,液体分层,上层接近 ,下层呈
结论:Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是 ,说明卤素从上到下非金属性 无色
紫红色
Cl2>Br2>I2
减弱
三、 同主族元素性质的递变规律
1.同主族元素性质的递变
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分:沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚折线,虚折线的左边是 元素,右边是 元素。
(2)分界线附近元素的性质:既表现 元素的性质,又表现 元素的性质,大多数可用作 材料。
金属
非金属
金属
非金属
半导体
资料一　1817年,瑞典的化学家阿尔费德森在分析一种矿物时发现,得出的已知成分只有96%,那么其余的4%到哪儿去了呢 他经过反复实验,确信一定是矿物中含有一种至今还不知道的元素。因这种元素是在矿物(名叫透锂长石)中发现的,他就取名为“锂”(希腊文“岩石”之意)。另一位著名的瑞典化学家贝采利乌斯也在卡尔斯温泉和捷克的马里安温泉的矿泉水中发现了锂。
资料二　1826年,法国的一位青年波拉德研究怎样从海藻中提取碘。他把海藻烧成灰,用热水浸取,再往里通进氯气,这时,就得到紫黑色的固体——碘的晶体。然而,奇怪的是,在提取后的母液底部,总沉着一层深褐色的液体,这液体具有刺鼻的臭味。这件事引起了波拉德的注意,他立即着手详细地进行研究,最后终于证明,这深褐色的液体的组成元素是一种人们还未发现的新元素。波拉德把它命名为“滥”。波拉德把自己的发现通知了巴黎科学院。科学院把这种新元素改称为“溴”。波拉德关于发现溴的论文——《海藻中的新元素》发表后,德国著名的化学家李比希读完后,感到尤为后悔,因为他在几年以前,也做过和波拉德相似的实验,看到过这一奇怪的现象,所不同的是,李比希没有深入地钻研下去,从而失之交臂,没有发现这一新的元素。
探究1　碱金属元素的性质
问题1:在周期表中,锂元素在什么位置 锂单质有什么化学性质 与同主族的钠的性质类似吗
提示:锂元素位于第二周期ⅠA族;锂单质能与氧气、水、酸等反应;与钠的性质类似。
问题2:碱金属单质的化学性质为什么具有相似性
提示:结构决定性质,碱金属元素的原子结构相似,最外层均有一个电子,均易失电子,化学性质活泼,故它们的单质具有较强的还原性,能与氧气、水、酸等反应。
问题3:碱金属单质的化学性质为什么具有递变性
提示:从Li到Cs,随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小,元素的金属性逐渐增强。
探究2　卤族元素的性质
问题4:写出波拉德获得溴、碘单质的离子方程式。
问题5:从原子结构角度解释卤素性质的递变规律。
提示:
问题6:比较Cl-、Br-、I-还原性的强弱,并从原子结构的角度解释原因。
提示:Cl-、Br-、I-的还原性为Cl-探究3　同主族元素的性质
问题7:同主族元素的性质为什么具有相似性
提示:结构决定性质,同主族元素原子最外层电子数相同,所以性质具有相似性。
问题8:同主族元素的性质为什么具有递变性
提示:同主族元素原子虽然最外层电子数相同,但从上到下随着原子半径的增大,原子的得电子能力逐渐减弱,失电子能力逐渐增强,元素的非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强。
同周期、同主族元素性质的递变规律
归纳拓展
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 小→大 小→大
电子层结构 电子层数相同,最外层电子数依次增加 电子层数增加,最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
归纳拓展
元素性质 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高化合价由+1→+7(O、F除外),非金属元素最低化合价由-4→-1,最低化合价=主族序数-8 最高化合价、最低化合价均相同,最高化合价=主族序数(O、F除外)
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强
气态氢化物的 热稳定性、还原性 热稳定性逐渐增强,还原性逐渐减弱 热稳定性逐渐减弱,还原性逐渐增强
题点一　碱金属元素性质的递变规律
1.下列有关碱金属的说法不正确的是(　　)
A.均为ⅠA族元素,最外层均有1个电子
B.单质的还原性:Li>Na>K>Rb>Cs
C.单质的熔、沸点逐渐降低
D.由Li到Cs,核电荷数依次增加,电子层数、原子半径依次增大
B
【解析】 碱金属位于周期表ⅠA族,主族序数等于原子最外层电子数,最外层电子数均为1,A正确;同主族元素从上到下电子层数依次增加,半径逐渐增大,失电子能力越来越强,还原性逐渐增强,单质的还原性Li2.下列有关锂和钠元素的说法正确的是(　　)
A.两者原子半径:Li>Na
B.两者的单质在加热条件下都能与氧气反应生成过氧化物
C.两者的单质与水反应时都浮在水面上,并且钠比锂反应剧烈
D.氢氧化物的碱性:LiOH>NaOH
C
【解析】 Li和Na处于同一主族,锂原子的电子层数较少,半径较小,A错误;锂在加热条件下与氧气反应生成氧化锂,钠在加热条件下与氧气反应生成过氧化钠,B错误;锂和钠的密度都比水的小,与水反应时都浮在水面上,钠比锂更活泼,反应更剧烈,C正确;钠的金属性比锂的更强,氢氧化物的碱性NaOH>LiOH,D错误。
3.下列有关碱金属的说法正确的是(　　)
A.碱性:LiOH>NaOH>KOH>RbOH
B.金属性:Rb>K>Na>Li
C.碱金属与氧气均能反应,都能生成过氧化物
D.Rb不易与水反应放出H2
B
【解析】 同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,故金属性Rb>K>Na>Li,碱性LiOH题后悟道
碱金属元素性质的递变规律
(1)单质的还原性与离子的氧化性递变规律。
题后悟道
(2)具体表现。
物质 Li Na K Rb Cs
单质 与氧气 反应越来越剧烈,产物越来越复杂 Li2O Na2O、 Na2O2 K2O、 K2O2、 KO2 氧化物 更复杂 与水 反应越来越剧烈 反应 缓慢 剧烈 反应 轻微 爆炸 剧烈 爆炸 化合物 碱性:LiOH4.下列有关F、Cl、Br、I的单质的说法错误的是(　　)
A.随着原子序数的增大,单质的颜色逐渐加深
B.随着原子序数的增大,单质的熔、沸点逐渐升高
C.常温下,F2、Cl2为气体,Br2、I2为液体
D.随着原子序数的增大,单质的密度逐渐增大
C
【解析】 F2、Cl2、Br2、I2颜色逐渐加深,故A正确;随着原子序数的增大,单质的相对分子质量增大,单质的密度逐渐增大,熔、沸点逐渐升高,故B、D正确;常温下,F2、Cl2为气体,Br2为液体,I2为固体,故C错误。
5.下列关于F、Cl及其化合物的说法正确的是(　　)
A.氢化物的还原性:HCl>HF
B.氢化物的酸性:HF>HCl
C.最高价含氧酸的酸性:F>Cl
D.与H结合的难度:F>Cl
A
【解析】 因为非金属性F>Cl,所以单质的氧化性F2>Cl2,氢化物的还原性HCl>HF,A正确;HF为弱酸,HCl为强酸,所以酸性HFCl,与H结合的难度F6.卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)的沸点与相对分子质量的关系如图所示,下列说法不正确的是(　　)
A.单质①是最活泼的非金属单质
B.单质②能使紫色石蕊溶液先变红后褪色
C.单质③常温下是液态
D.单质④的氢化物在卤素氢化物中热稳定性最强
D
【解析】 卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)的沸点随相对分子质量的增大而增大,①、②、③、④分别是F2、Cl2、Br2、I2。F2是最活泼的非金属单质,A正确;Cl2溶于水生成HCl和HClO,溶液具有酸性和漂白性,能使紫色石蕊溶液先变红后褪色,B正确;由题图可知,Br2的沸点比常温高,故常温下是液态,C正确;I2对应的氢化物是HI,其在卤素氢化物中热稳定性最差,D错误。
题后悟道
卤族元素性质的递变规律
(1)卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律。
题后悟道
(2)具体表现。
物质 性质
单质(F2→I2) 与H2反应越来越难
与变价金属反应:F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物,I2生成低价金属碘化物
氢化物 热稳定性:HF>HCl>HBr>HI
还原性:HF最高价氧化物 对应的水化物 酸性:HClO4>HBrO4>HIO4(F没有含氧酸)
题后悟道
(3)特殊性。
①氟元素无正化合价,无含氧酸,而氯、溴、碘元素有最高化合价和含氧酸。
③在常温下溴单质是唯一一种液态非金属单质,易挥发,用水液封保存。
④碘为紫黑色固体,易升华,淀粉遇I2变蓝色。
元素周期表的应用
学习任务三
元素周期表的应用
(1)元素在周期表中的位置反映了元素的 和元素的性质特点。根据元素在周期表中的位置,可推测元素的 ,预测未知元素的主要 。
(2)指导人们寻找 和 。
①通常元素与它的同族元素、同周期相邻元素的性质相似,在自然界中往往以
的形式存在。
②当希望找到一种有价值的稀有元素时,可以根据其在周期表中的 位置的元素,定向选择那些地壳中含量较大或分布比较集中的元素的矿床。
原子结构
原子结构
性质
新材料
稀有矿产
共生矿
上下左右
(3)指导其他与化学相关的科学技术。
①在周期表中 的分界线附近,可以找到 材料(如硅、锗、硒等)。
②在过渡元素中寻找 和 、 的合金材料。
③在元素周期表的氟、氯、硫、磷附近,寻找制取 的元素。
④位于第六周期ⅥB族的 是熔点最高的金属;位于第四周期ⅣB族的 ,密度小、耐高温、耐腐蚀,适用于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。
金属与非金属
半导体
催化剂
耐高温
耐腐蚀
农药
钛
钨
元素周期律是化学重要的定律之一,元素周期表是发掘自然真理及克服自然的重要工具。周期表不仅帮助过化学家发现新元素如Ga(镓)、Ge(锗)
等,也曾进而求得许多元素的正确原子量。周期表使元素有了一个合理的分类,成为近代原子理论的坚实基础。
随着目前科技的发展,需要很多新材料,这些新材料就需要通过元素周期表相关规律来找。比如,农业上人们需要农药,就要在周期表右上角氟、氯、磷等元素中挑选;对于耐腐蚀的金属材料,就在不活泼的铂系金属周围寻找;对于改变反应速率的催化剂,就在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找;对于半导体材料,就在金属与非金属的分界线两侧的元素中寻找。上面的实例只是元素周期表的一小部分作用。实际上,元素周期表随着科技发展自身也在发展,元素周期表指导科技发展,科技发展也促进新元素发现,两者是相辅相成的。
探究　元素周期表的应用
问题1:如何利用元素周期表寻找半导体材料 如何利用元素周期表寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
提示:在金属与非金属的分界线两侧的元素中寻找;在过渡元素中寻找。
问题2:如何利用元素周期表寻找稀有矿产
提示:通常元素与它的同族元素、同周期相邻元素的性质相似,在自然界中往往以共生矿的形式存在。当希望找到一种有价值的稀有元素时,可以根据其在周期表中上下左右位置的元素,定向选择那些地壳中含量较大或分布比较集中的元素的矿床。
问题3:如何利用元素周期表预测新元素的性质
提示:首先确定其在周期表中的位置,再利用同周期、同主族元素性质的递变规律预测新元素的性质。
问题4:雄黄是一种矿物质,俗称“鸡冠石”,其主要成分是四硫化四砷,砷(As)元素的最高价态是多少 砷、硒(Se)的氢化物哪个热稳定性强
提示:+5价;砷、硒分别是第四周期ⅤA、ⅥA族的元素,非金属性硒大于砷,H2Se热稳定性强。
元素周期表中“位—构—性”关系的应用
1.元素“位—构—性”的关系
归纳拓展
2.元素在周期表中的位置与元素性质的关系
(1)同周期元素性质的递变性;同主族元素性质的相似性、递变性、差
异性。
(2)处在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性。
归纳拓展
题点一　元素周期表在生产中的应用
1.元素周期表中某区域的一些元素多用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金,该区域是(　　)
A.稀有气体元素区域
B.过渡元素区域
C.右上方的非金属元素区域
D.金属元素和非金属元素分界线附近的元素区域
B
【解析】 元素周期表中位置相近的元素性质相似,因此人们可以在元素周期表中一定的区域内研究合成有特定性质的新物质。如在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)。
2.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。下列说法正确的是(　　)
A.虚线左下方的元素均为非金属元素
B.可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C.可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D.在元素周期表金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素
C
【解析】 虚线左下方的元素均为金属元素,A错误;在过渡元素区寻找耐高温材料,B错误;在虚线附近的元素具有金属性和非金属性,在虚线附近可寻找半导体材料(如Ge、Si等),C正确;农药主要含有F、P、Cl等元素,因此在元素周期表非金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素,D错误。
题点二　元素周期表在预测元素性质中的应用
3.某元素R位于元素周期表的第四周期ⅡA族。下列说法错误的是(　　)
A.R的单质具有强还原性
B.R的单质能够和水发生反应
C.R元素最高化合价为+2价
D.R在自然界中以单质的形式存在
D
【解析】 R位于元素周期表的第四周期ⅡA族,R是Ca。Ca是活泼金属,具有强还原性,A项正确;Ca是活泼金属,能够和水反应生成氢氧化钙和氢气,B项正确;Ca的原子最外层有2个电子,最高化合价为+2价,C项正确;Ca是活泼金属,在自然界中以化合态形式存在,D项错误。
4.可能存在的第119号未知元素,属于ⅠA族元素,有人称为“类钫”。根据周期表中同族元素的相似性,下列有关“类钫”的预测错误的是(　　)
A.“类钫”原子的半径大于铯原子的
B.“类钫”与O2加热反应只能生成一种氧化物
C.“类钫”在化合物中显+1价
D.“类钫”与水反应比钠与水反应剧烈
B
【解析】 已知同一主族元素从上往下原子半径依次增大,故“类钫”原子的半径大于铯原子的,A正确;已知ⅠA族元素(H除外)从上往下金属性依次增强,与氧气反应的产物越来越复杂,故“类钫”与O2加热反应生成的氧化物不止一种,B错误;已知“类钫”位于ⅠA族,最外层上只有1个电子,故在化合物中显+1价,C正确;已知同一主族元素从上往下金属性依次增强,故“类钫”与水反应比钠与水反应剧烈,D正确。
5.锗(Ge)是第四周期 ⅣA族元素,处于元素周期表中金属与非金属的分界线处。下列叙述正确的是(　　)
A.锗是一种金属性很强的元素
B.锗的单质具有半导体的性能
C.锗化氢(GeH4)热稳定性很强
D.锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
B
【解析】 依据同主族元素性质的递变规律,气态氢化物的热稳定性CH4>
SiH4>GeH4,酸性H2CO3>H4GeO4;锗元素处于元素周期表中金属与非金属的分界线处,故其单质具有半导体的性能。
知识整合
门捷列夫经过多年的艰苦探索,在1869年发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律。这个规律的发现是继原子—分子论之后,近代化学史上又一座光彩夺目的里程碑。根据元素周期律编制的元素周期表是学习和研究化学的重要工具。元素a～g在元素周期表中的位置如图所示,结合元素周期表的重要应用,回答下列问题。
a b
c d e f g
(1)e的原子结构示意图是　　　　　　　　　　,该元素的单质可应用于
　　　　　(填序号,下同)。
①光导纤维　　　　②半导体材料　　　　③陶瓷材料
②
【解析】 根据元素a～g在元素周期表中的位置可知a为N,b为F,c为Na,d为Mg,e为Si,f为P,g为Cl。
(1)e为14号元素Si,原子结构示意图是 ,硅单质可应用于半导体材料。
(2)f、g的最高价氧化物对应的水化物中,酸性较强的物质是　　　　　　(填化学式)。
HClO4
【解析】 (2)f为P,g为Cl,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,所以高氯酸酸性强于磷酸。
(3)下列事实能判断a和b的非金属性强弱的是　　　　。
①气态氢化物的热稳定性强弱
②相同温度下,气态氢化物的溶解度大小
①
【解析】 (3)a为N,b为F,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其气态氢化物的热稳定性越强,故①正确。
(4)c、d单质更容易与水反应的为　　　　(填化学式),请从原子结构角度解释其原因:　 　　　　　 　　　　　　　　　　　　　。
Na
【解析】 (4)c为Na,d为Mg,同一周期主族元素从左到右金属性依次减弱,钠原子最外层只有一个电子,更容易失去电子,还原性更强,所以钠更活泼,更易与水反应。
钠原子最外层只有一个电子,更容易失去电子,还原性更强
(5)为满足不同需求,牙膏中还会添加一些特殊物质,如含氟牙膏中添加氟化亚锡(SnF2)。50Sn在元素周期表中的位置是　　　　　　　　,以下说法中正确的是　　　　　　。
①Sn的最高化合价为+4　　　　②Sn的原子半径比e的大　　　　③SnF2只具有氧化性
第五周期ⅣA族
①②
【解析】 (5)50Sn在元素周期表中的位置是第五周期ⅣA族。Sn为ⅣA族元素,主族元素的最高化合价等于其族序数,因此Sn的最高化合价为+4,故①正确;e为Si,与Sn同主族,Sn为第五周期元素,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,Sn的原子半径比Si的大,故②正确;SnF2中Sn为+2价,可以失电子变成+4价,也可以得电子变成单质,故SnF2既有氧化性又有还原性,故③错误。
命题解密与解题指导
情境解读:本题通过元素周期表的结构,考查基本元素推断,进而考查元素周期表的应用。
素养立意:通过周期表位置与性质的关系推导元素,并借助元素周期律考查元素性质的递变规律,考查证据推理与模型认知素养。性质决定元素在生产、生活中的应用,借此考查科学态度与社会责任素养。
解题路径:根据周期表结构先推测元素,再根据元素周期律判断元素及其化合物的性质,最后根据物质的性质推测元素的性质。(共81张PPT)
微观结构与物质的多样性
专题5　
课程标准要求 学科核心素养
1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。了解原子核外电子的排布。结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯,以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和同主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。 1.证据推理与模型认知:通过原子结构、元素周期表、元素周期律的学习,体会位、构、性的关系,并能据此进行相关的推断,培养证据推理与模型认知素养。
2.科学探究与创新意识:通过探究第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯性质的递变规律,碱金属和卤族元素性质的递变规律实验,培养科学探究与创新意识素养。
2.认识构成物质的微粒之间存在相互作用,结合典型实例认识离子键和共价键的形成,建立化学键概念。知道分子存在一定的空间结构。认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的实质及能量变化的主要原因。 3.知道有机化合物存在同分异构现象,无机物中存在同素异形现象。 3.宏观辨识与微观探析:通过构成物质的微粒之间存在相互作用力,认识离子键、共价键及分子间作用力的存在。通过同素异形体及同分异构体的存在,培养宏观辨识与微观探析素养。
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
1.通过对1～18号元素性质的学习,掌握原子核外电子排布规律,掌握原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.通过学习钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯有关数据和实验事实,认识元素性质呈周期性变化的规律,认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果,认识元素周期律并了解其实质。
原子核外电子排布　
原子半径的变化规律
学习任务一
1.原子序数
(1)概念:按照 由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫作原子序数。
(2)等量关系:原子序数= = = 。
核电荷数
核电荷数
质子数
核外电子数
2.原子结构变化规律
(1)最外层电子数的变化规律。
结论:核电荷数为1～18号元素的原子,随着 的递增,除H、He外,元素原子最外层电子数重复出现 的周期性变化。
核电荷数
1～8
(2)原子半径的变化规律。
3～9号 元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
原子半 径/pm 152 111 88 77 70 66 64
变化 趋势 逐渐 11～17 号元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
原子半 径/pm 186 160 143 117 110 104 99
变化 趋势 逐渐 变小
变小
结论:3～9号元素及11～17号元素随着核电荷数的递增,元素原子半径呈现
由 到 的周期性变化。
大
小
[示例] 比较下列微粒半径的大小(填“>”或“<”)。
C　　　　Na;B　　　　N;
Si　　　　S;O　　　　S。
<
>
>
<
图示法可以更加直观地表现原子性质的变化规律,如图显示的是1～18号元素的原子结构示意图、最外层电子数变化图和3～9号、11～17号元素的原子半径变化图。
图甲　1～18号元素原子的结构示意图
图乙　1～18号元素原子最外层电子数变化图
图丙　3～9号、11～17号元素原子半径变化图
探究　原子核外电子排布、原子半径的变化规律
问题1:总结1～18号元素的原子核外电子排布的规律。
提示:1～2号元素,一个电子层,最外层电子数1→2;3～10号元素,两个电子层,最外层电子数1→8;11～18号元素,三个电子层,最外层电子数 1→8。
问题2:3～9号、11～17号元素的原子半径有什么变化规律
提示:3～9号元素的原子半径随核电荷数增多逐渐减小,11～17号元素的原子半径随核电荷数增多逐渐减小。
问题3:影响元素的原子半径大小的因素有哪些
提示:核电荷数和电子层数。
问题4:结合图甲和图丙思考,随核电荷数增多原子半径逐渐减小的原因是
什么
提示:同周期元素原子的电子层数相同,核电荷数增多,即原子核所带正电荷增多,原子核对核外电子吸引力增大,原子半径减小。
1.下列元素中原子半径最大的是(　　)
A.硅 B.磷 C.硫 D.氯
A
【解析】 硅、磷、硫、氯为同周期元素,同周期元素从左到右,原子半径依次减小,则原子半径最大的是硅,故选A。
原子 N S O Si
半径r/(×10-10 m) 0.70 1.04 0.66 1.17
2.已知下列原子的半径:
A
根据以上数据,磷原子的半径可能是(　　)
A.1.10×10-10 m B.0.80×10-10 m
C.1.20×10-10 m D.0.70×10-10 m
【解析】 根据原子半径的变化规律可知,r(Si)>r(P)>r(S),故选A。
3.下列四种微粒中,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】 ①为S,②为Cl,③为S2-,④为F。①②电子层数相同,比较核电荷数,核电荷数越大,半径越小,故原子半径S>Cl;①③核电荷数相同,比较核外电子数,核外电子数越多,半径越大,故微粒半径S2->S;②④比较电子层数,电子层数越多,半径越大,故原子半径Cl>F,则微粒半径S2-(③)>S(①)>Cl(②)>F(④)。
思维建模
三看法比较微粒半径大小
(1)电子层数:一般电子层数越多,半径越大,如Na>Li、Na>Na+。
(2)核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,如O2->F->Na+>
Mg2+>Al3+。
(3)核外电子数:当电子层数与核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大,如Cl->Cl。
元素化合价的变化规律
学习任务二
1.元素主要化合价
1～18号元素最高化合价和最低化合价:
1～9号 元素 H He Li Be B C N O F
最高和最 低化合价 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10～18号 元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最 低化合价 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
原子序数 主要化合价
1→2 +1→0
3→9 最高化合价: (不含O、F);
最低化合价:
11→17 最高化合价: ;
最低化合价:
2.元素主要化合价变化规律
+1→+5
-4→-1
+1→+7
-4→-1
(1)随着原子序数的递增,元素的最高化合价由 递增到 (O、F除外),元素的最低化合价由 递增到 。
(2)元素最高化合价= ( 除外)。
3.元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因
随着核电荷数的递增,原子的 呈周期性变化。
+1
+7
-4
-1
最外层电子数
O、F
最外层电子排布
图示法可以更加直观地表现出元素相关性质的变化规律,如图甲、图乙分
别是1～18号元素原子的结构示意图和元素主要化合价变化图。
图甲
图乙
探究　1～18号元素主要化合价变化规律
问题1:Li→F元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
提示:Li→F元素最高化合价由+1→+5,O无最高化合价,F无正化合价;最低化合价从C开始由-4→-1。
问题2:Na→Cl元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
提示:Na→Cl元素最高化合价由+1→+7;最低化合价从Si开始由-4→-1。
问题3:结合原子结构示意图分析元素的最高化合价、最低化合价与原子结构有何联系。
提示:元素的最高化合价等于最外层电子数(O、F除外);最低化合价等于最外层达8电子稳定结构得到的电子数。
元素主要化合价的确定方法
(1)最高化合价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低化合价=最高化合价-8(H、O、F除外)。
(3)H的最高化合价为+1,最低化合价为-1;氧无最高化合价;F无正化合价。
归纳拓展
1.下列图像中能表示11～17号元素最高化合价(Y)随元素核电荷数(Z)变化关系的是(　　)
C
【解析】 根据元素周期律可知,第三周期元素的最高化合价从左到右逐渐升高,即随元素核电荷数增大,最高化合价从+1价逐渐升高到+7价,符合该变化的图像为C。
2.某元素的原子L层电子数比M层电子数多5,且M层电子数大于0,该元素的最高化合价为(　　)
A.+3 B.+4
C.+5 D.+6
A
【解析】 根据原子核外电子的排布规律可知,该元素是铝元素,最高化合价为+3,故选A。
3.元素的原子结构决定其性质。下列说法正确的是(　　)
A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B.原子序数为17的元素的最高化合价为+7
C.C、N、O三种元素的最高化合价分别是+4、+5、+6
D.随着元素原子序数的递增,主族元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-7到-1重复出现
B
【解析】 元素原子的最外层电子数不一定等于元素的最高化合价,如F没有正化合价,A错误;O无最高化合价,C错误;随着元素原子序数的递增,主族元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-4到-1重复出现,但第一、二周期不符合此规律,D错误。
元素金属性、非金属性的递变规律
学习任务三
一、元素的金属性递变规律
1.判断元素金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生,元素原子的失电子能力 ,元素的金属性 。
(2)比较元素 氧化物对应的 的 强弱。一般来说,
性越强,元素原子失电子的能力 ,元素的金属性 。
越强
越强
最高价
水化物
碱性
碱
越强
越强
2.钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容 实验现象及化学(离子)方程式 实验结论
将一小块钠放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的小烧杯中 常温下,反应 ,酚酞溶液变 色 金属元素原子失电子的能力,即金属性:
剧烈
红
Na>Mg>Al
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的试管中,然后加热试管 (1)镁与水:常温下,没有明显的变化;加热,反应缓慢,酚酞溶液变 色,化学方程式为 。 (2)铝与冷水、热水:看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管中 (1)镁与稀盐酸:反应 ,生成大量 ,离子方程式为 。 (2)铝与稀盐酸:反应较剧烈,生成大量 ,离子方程式为 浅红
剧烈
气体
气体
3.NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱实验探究
实验操作
沉淀溶 解情况
相关反应 的化学 方程式 Al(OH)3+3HCl Al(OH)3+NaOH Mg(OH)2+2HCl —
实验结论 NaOH是 ,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是 ,三者的碱性依次 沉淀逐渐溶解
沉淀逐渐溶解
沉淀溶解
沉淀不溶解
AlCl3+3H2O
Na[Al(OH)4]
MgCl2+2H2O
强碱
两性氢氧化物
减弱
4.结论
Na、Mg、Al失去电子的能力 ,金属性 。
二、元素的非金属性递变规律
1.判断元素非金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与 化合的难易程度以及气态 的热稳定性。一般来说,反应越 进行,生成的气态氢化物越 ,元素原子得电子的能力 ,非金属性 。
(2)比较元素 氧化物对应的水化物的 性强弱。一般来说, 性越强,元素原子得电子的能力 ,非金属性 。
逐渐减弱
逐渐减弱
氢气
氢化物
容易
稳定
越强
越强
最高价
酸
酸
越强
越强
2.Si、P、S、Cl的非金属性强弱比较
项目 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物 化学式
热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧化物对应的水化物 化学式
酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强的无机含氧酸
SiH4
PH3
H2S
HCl
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
结论 按硅、磷、硫、氯元素的顺序,随着核电荷数增加,气态氢化物越来越 ,最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越 ,非金属性逐渐
解释 当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐 (稀有气体元素除外),原子得电子能力逐渐 ,非金属性逐渐
稳定
强
增强
减小
增强
增强
三、元素周期律
1.概念:随着核电荷数的递增,元素的 (稀有气体元素除外)、元素的 (最高化合价和最低化合价)、元素的 和
均呈现周期性变化。 随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
2.实质:元素原子 随着核电荷数的递增发生 的必然结果。
原子半径
主要化合价
金属性
非金属性
元素的性质
核外电子排布
周期性变化
根据下列图表思考:
表1
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, 与酸剧烈反应 与水不反应,
与酸缓慢
反应
表2
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2 的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合　　
气态氢化物 的热稳定性 SiH4 不稳定 PH3 不稳定 H2S 受热 分解 HCl
稳定
表3
元素 化学式 酸碱性强弱
11Na NaOH 强碱
12Mg Mg(OH)2 中强碱
13Al Al(OH)3 两性氢氧化物
14Si H2SiO3 弱酸
15P H3PO4 中强酸
16S H2SO4 强酸
17Cl HClO4 酸性更强
探究　元素金属性、非金属性强弱的判断
问题1:什么是元素的金属性、非金属性
提示:①金属性为元素原子失电子的能力,金属性越强,越易失电子,金属性的强弱只与元素原子失电子的能力有关,与失电子的数目无关;②非金属性为元素原子得电子的能力,非金属性越强,越易得电子,非金属性的强弱只与元素原子得电子的能力有关,与得电子的数目无关。
问题2:可以通过哪些性质比较金属性
提示:金属性可以通过金属与水或酸反应的难易比较,越容易则金属性越强;还可以通过最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较,碱性越强金属性越强。
问题3:可以通过哪些性质比较非金属性
提示:非金属性可以通过单质与H2化合的难易程度或最简单气态氢化物的热稳定性比较,与H2化合越容易,最简单气态氢化物越稳定,非金属性越强;还可以通过最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性越强。
问题4:据所给图表总结11～17号元素性质递变规律。
提示:11～17号元素,随着原子序数增大,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
问题5:从原子结构角度解释11～17号元素性质递变的原因。
提示:11～17号元素,原子电子层数相同,从左至右随核电荷数增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子吸引力逐渐增强,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。
元素金属性、非金属性强弱的判断
1.从原子结构判断
(1)电子层数相同时,核电荷数越大,元素的金属性越弱,非金属性越强。
(2)最外层电子数相同时,电子层数越多,元素的金属性越强,非金属性越弱。
归纳拓展
2.从元素单质及其化合物的性质判断
归纳拓展
归纳拓展
题点一　元素金属性的判断
1.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　)
A.根据金属元素原子失去电子的数目来判断,失去电子较多的金属性较强
B.用Na置换MgCl2溶液中的Mg来验证钠元素的金属性强于镁元素的
C.Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,可说明元素金属性:
Al>Mg
D.碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
D
【解析】 根据金属元素原子失去电子的难易程度来判断元素金属性的强弱,金属元素原子越容易失去电子,金属性越强,与失去电子的数目没有必然联
系,A错误;Na与MgCl2溶液中的水反应生成NaOH,不能置换出Mg,B错误;不能根据金属与碱溶液的反应来判断相应元素金属性的强弱,C错误;可以根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较元素金属性的强弱,D正确。
2.下列叙述肯定能说明金属A比金属B的活动性强的是(　　)
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.常温时,A能从酸中置换出氢,而B不能
C.1 mol A从酸中置换生成的H2比1 mol B从酸中置换生成的H2多
D.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
B
【解析】 比较金属的活动性不能根据原子最外层电子数的多少,如Li的最外层电子数比Ca的少,但Li不如Ca活泼,A错误;常温时,A能从酸中置换出氢,而B不能,可说明A比B活泼,B正确;物质的量相同的金属与足量的酸反应产生氢气的多少取决于金属失去电子的多少,与金属的活动性无关,如金属活动性Al3.(1)研究表明26Al可以衰变为26Mg,可以比较这两种元素金属性强弱的方法是 (填字母,下同)。
a.比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b.Mg(OH)2属于中强碱,Al(OH)3属于两性氢氧化物
c.将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用,并滴入酚酞溶液
d.将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
bc
【解析】 (1)比较金属性强弱,可以比较最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱,或与水反应产生氢气的快慢,故b、c正确。
(2)某同学认为铝有一定的非金属性,下列化学反应中,你认为能支持该同学观点的是　　　　。
a.铝片与盐酸反应放出氢气
b.氢氧化铝溶于强碱溶液
c.氢氧化铝溶于强酸溶液
b
【解析】 (2)典型的金属元素的氢氧化物只能与酸反应,而Al(OH)3既能与酸反应又能与强碱反应,故选b。
题点二　元素非金属性的判断
4.下列比较元素的非金属性强弱的方法不正确的是(　　)
A.比较Cl、Br的非金属性:将Cl2和Br2分别在一定条件下与氢气反应
B.比较C和Si的非金属性:将CH4和SiH4加热分解
C.比较N和S的非金属性:测定HNO3和H2SO4溶液的酸性
D.比较S和Cl的非金属性:将氯气和H2S混合反应
C
【解析】 HNO3和H2SO4都是强酸,在现有条件下无法比较它们的酸性。
5.可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是(　 　)
①HCl的溶解度比H2S的大
②HClO的氧化性比H2SO4的强
③HClO4的酸性比H2SO4的强
④HCl比H2S稳定
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有 6个电子
⑥Cl2能与铁反应生成FeCl3,硫与铁反应生成FeS
⑦Cl2可以从H2S溶液中置换出S
⑧同浓度的HCl和H2S的水溶液,前者酸性强
⑨HCl(或Cl-)的还原性比H2S(或S2-)的弱
A.①②③④⑤⑨ B.③④⑥⑦⑧
C.①②⑤⑥⑦⑨ D.③④⑥⑦⑨
D
【解析】 ①溶解度与元素的非金属性没有直接关系。②应该用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来比较元素非金属性的强弱。⑤元素原子得电子能力的强弱不仅与原子最外层电子数有关,还与电子层数等有关。⑧不能根据无氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱。最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱、气态氢化物的热稳定性、非金属单质的氧化性及单质间的置换反应能说明元素非金属性的强弱,不同非金属单质与同一种变价金属反应后金属价态越高,非金属元素原子得电子能力越强,元素的非金属性越强,③④⑥⑦能说明氯的非金属性强于硫的。非金属元素阴离子或氢化物的还原性越强,说明越易失电子,则对应的非金属元素原子得电子能力越弱,⑨能证明氯原子的得电子能力强于硫的,则氯的非金属性强于硫的。
题后悟道
1.金属性是指金属原子失电子的能力;金属活动性是指单质在水溶液中,金属原子失去电子生成金属阳离子的倾向。两者顺序基本一致,仅极少数例外。如金属性Pb>Sn,而金属活动性Sn>Pb。
2.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多少。
3.根据元素的氧化物对应的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,必须是其最高价氧化物对应的水化物。不能根据无氧酸或低价含氧酸的酸性强弱判断元素的非金属性强弱。如盐酸的酸性强于碳酸的,但不能说明氯的非金属性强于碳的。
题点三　元素周期律
6.元素周期律的实质是(　　)
A.原子半径的周期性变化
B.元素主要化合价的周期性变化
C.原子序数的递增
D.核外电子排布的周期性变化
D
【解析】 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布的周期性变化的结果,因此元素周期律的实质是核外电子排布的周期性变化,故D符合题意。
7.关于元素Na、Mg、S、Cl,下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(Na)B.元素最高化合价:MgC.碱性:NaOHD.热稳定性:H2S>HCl
B
【解析】 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外),故原子半径r(Na)>r(S),A错误;一般情况下,主族元素最高化合价等于其原子最外层电子数(O、F除外),Mg的最高化合价为+2,Cl的最高化合价为+7,元素最高化合价为MgMg(OH)2,C错误;同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,气态氢化物的热稳定性逐渐增强,故热稳定性H2S8.下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是(　　)
A.酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3
B.碱性:KOH>NaOH>LiOH
C.热稳定性:H2O>H2S>PH3
D.非金属性:F>O>N
A
【解析】 同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强,则酸性 HClO4>H2SO4>H2SiO3,A错误;同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强,故碱性KOH>NaOH>LiOH,B正确;非金属性越强,气态氢化物的热稳定性越强,非金属性O>S>P,故热稳定性H2O>H2S>PH3,C正确;同周期从左到右元素非金属性依次增强,则非金属性 F>O>N,D正确。
知识整合
背景材料
六种短周期主族元素A、B、C、D、E、F的原子序数依次增大。元素周期表中A的原子半径最小。B原子的最外层电子数是内层电子数的两倍。C为地壳中含量最多的元素。在短周期主族元素中D的原子半径最大,D的单质燃烧时呈现黄色火焰。D的单质在加热条件下与C的单质充分反应,可以得到与E的单质颜色相同的淡黄色固态化合物。D与F形成的化合物DF是常用的调味品。
试根据以上叙述回答下列问题。
(1)元素名称:A　　　　　、B　　　　　、C　 、 D　　　　　。
(2)E的最高价氧化物对应的水化物的化学式是　　　　　　　。
(3)F离子的结构示意图:　　　　　　　　　　　　。
(4)A、B组成的最简单化合物的名称是　　　　。
氢
碳
氧
钠
H2SO4
甲烷
(5)C、D按原子个数比1∶1组成的一种化合物与水发生反应的化学方程式为
　　　　　　　　　　　　　　　。
(6)能说明E的非金属性比F的非金属性　　　　(填“强”或“弱”)的事实是
　　　　　　　　　　　　　　　　　　(举一例)。
弱
高氯酸的酸性强于硫酸的(合理即可)
【解析】 根据“A的原子半径最小”知A为氢元素,根据“C为地壳中含量最多的元素”知C为氧元素,B为第二周期元素,为碳元素,根据“在短周期主族元素中D的原子半径最大”知D为钠元素,Na在O2中燃烧生成的Na2O2为淡黄色固体,所以E为硫元素,根据“D与F形成的化合物DF是常用的调味品”知DF为NaCl,则F为氯元素。
命题解密与解题指导
情境解读:本题以短周期主族元素为考查内容,以核外电子排布、原子半径、单质的性质为背景,考查元素推断、原子(离子)结构示意图、化学式及非金属性强弱的判断。
素养立意:通过核外电子排布、原子半径、单质的性质推导元素名称,考查证据推理与模型认知素养。设计实验证明非金属性强弱,考查科学探究与创新意识素养。
解题路径:由核外电子排布、原子半径、单质的性质,先推导出元素名称,再利用所学知识书写原子(离子)结构示意图、最高价含氧酸、化学方程式及设计实验证明非金属性强弱。第2课时　元素周期表及其应用
[学习目标]　1.通过学习碱金属元素、卤素性质的实验,能设计探究同主族元素性质的递变规律的实验方案,能掌握同主族元素性质的递变规律,能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律,并能形成“结构决定性质”的观念。2.通过元素周期表的学习,能熟悉元素周期表编排原则,能掌握元素周期表的结构,能根据元素在周期表中的位置分析原子结构,能根据元素在周期表中的位置或原子结构分析、比较常见元素及其化合物的性质,能利用元素周期表预测新元素及其化合物的性质。3.通过学习同周期、同主族元素性质的递变规律,能认识周期表是元素周期律的具体体现形式,能根据元素在周期表中的位置及元素周期律掌握元素的性质,能认识元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要价值。
学习任务一　元素周期表的结构
1.元素周期表的诞生
1869年,俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。
2.编排原则
3.常见族的特别名称
ⅠA族(除氢元素外):碱金属元素。
ⅦA族:卤族元素。
0族:稀有气体元素。
4.元素周期表中的元素信息
仔细观察元素周期表,回答下列问题。
探究1　周期表的编排及结构
问题1:周期表的编排原则是什么
提示:
问题2:在周期表中共有多少个横行和周期 这些周期可分为哪几类 每个周期各有多少种元素
提示: 7个横行,7个周期;短周期包括第一、二、三周期,长周期包括第四、五、六、七周期;对应的元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32。
问题3:在周期表中共有多少个纵列和族 这些族可分为哪几类
提示:18个纵列, 16个族;分为7个主族(A)、7个副族(B)、1个0族、1个Ⅷ族。
问题4:在元素周期表中含元素种类最多的族是哪一族 形成化合物种类最多的族是哪一族
提示:ⅢB族,ⅢB族含有镧系元素和锕系元素;ⅣA族,ⅣA族中碳元素形成有机物。
问题5:同周期的ⅡA族、ⅢA族元素间原子序数之差一定是1吗
提示:不一定;第二、三周期差1,第四、五周期差11,第六、七周期差25。
问题6:第七周期113～117号元素分别为第几族
提示:ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族。
问题7:短周期元素中族序数与周期序数相同的元素有哪些
提示:若族序数与周期序数为1,则为氢元素;若族序数与周期序数为2,则为铍元素;若族序数与周期序数为3,则为铝元素。
探究2　原子结构与元素在周期表中位置的关系
问题8:如何根据氯元素原子的结构示意图,推断氯元素在周期表中的位置 能否根据元素在周期表中的位置推断其结构
提示:根据氯原子的电子层数=周期序数,最外层电子数=主族序数,推断氯元素在周期表的第三周期ⅦA族;同理也可以根据元素在周期表中的位置推断其结构。
题点一　元素周期表的结构
1.1869年,俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表,揭示了化学元素间的内在联系,成为化学史上的重要里程碑之一。下列关于元素周期表的说法错误的是(　　)
A.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族的10个纵列的元素都是金属元素
B.元素周期表由三个短周期、四个长周期构成
C.元素周期表含元素种类最多的族是ⅢB族
D.元素周期表中含有主族、副族、Ⅷ族、0族共十八个族
【答案】 D
【解析】 元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族的10个纵列均属于过渡元素,过渡元素都是金属元素,A正确;元素周期表有7个横行,每个横行为一个周期,其中前三周期为短周期,其他周期为长周期,因此元素周期表由三个短周期、四个长周期构成,B正确;ⅢB族包括镧系和锕系元素,共32种元素,所以是含元素种类最多的族,C正确;元素周期表有18个纵列,其中8、9、10三个纵列共同组成Ⅷ族,因此元素周期表中含有主族、副族、Ⅷ族、0族共 16个族,D错误。
2.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.副族元素都是金属元素
B.主族元素都是短周期元素
C.在元素周期表中,每一纵列就是一个族
D.元素周期表中每个长周期均包含32种元素
【答案】 A
【解析】 副族元素在第3～7纵列、第11～12纵列,都是金属元素,故A正确;主族元素有短周期元素,也有长周期元素,故B错误;在元素周期表中,有18个纵列,但只有 16个族,第8、9、10三个纵列为Ⅷ族,故C错误;元素周期表中第四周期、第五周期包含18种元素,第六周期、第七周期包含32种元素,故D错误。
3.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的
B.元素周期表有7个横行,即7个周期;有18个纵列,即18个族
C.凡是位于元素周期表中同一周期的元素,都是按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8
D.凡是位于元素周期表中同一主族的元素,都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多
【答案】 D
【解析】 元素周期表是按照元素原子序数递增的顺序排列而成的,A项错误;元素周期表有7个横行,即7个周期,18个纵列,但只有16个族(其中Ⅷ族有 3个纵列),B项错误;凡是位于元素周期表中同一周期的元素,电子层数均相同,短周期中第二、三周期的元素按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8,但第一周期和长周期元素不符合此规律,C项错误;凡是位于元素周期表中同一主族的元素,都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多,D项正确。
题点二　元素周期表局部推断及应用
4.某元素的原子核外有3个电子层,最外层有4个电子,该元素位于(　　)
A.第三周期,第4列 B.第三周期,第14列
C.第四周期,第3列 D.第四周期,第13列
【答案】 B
5.如图所示是元素周期表的一部分,下列说法中正确的是(　　)
A.元素的简单离子半径大小:④>⑤>②
B.气态氢化物的热稳定性:⑤>②
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性:⑥>⑤
D.元素的最高化合价:③=⑥
【答案】 C
【解析】 元素①～⑥分别为N、O、F、Al、S、Cl。离子半径S2->O2->Al3+,A项错误;元素的非金属性越强,则对应气态氢化物越稳定,最高价氧化物对应的水化物的酸性也越强,故热稳定性H2O>H2S,酸性HClO4>H2SO4,B项错误,C项正确;F无正化合价,D项错误。
6.A、B、C均为短周期元素,它们在周期表中的相对位置如图所示。已知 B、 C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍;B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍,则A、B、C分别为(　　)
A.Be、Na、Al B.O、P、Cl
C.C、Al、P D.B、Mg、Si
【答案】 B
【解析】 根据题图可知,设A的原子序数为x,则B的原子序数为x+8-1,C的原子序数为x+8+1,因为B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍,则有x+8-1+x+8+1=4x,解得x=8,所以A为O,B、C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍,则B为P, C为Cl,故B符合题意。
元素位置与原子结构推断的思维模型
题点三　周期表中“位—构—性”的关系
7.已知Cl、Se、Br在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径:Se>Br>Cl
B.还原性:Br->Se2->Cl-
C.酸性:HClO4>HBrO4>H2SeO4
D.气态氢化物的热稳定性:HCl>HBr>H2Se
【答案】 B
【解析】 溴、硒原子比氯原子多1个电子层,则Cl的原子半径最小,溴、硒原子的电子层数相同,溴元素的原子序数大于硒元素的,所以原子半径大小为Se>Br>Cl,A正确;氧化性Cl2>Br2>Se,则离子的还原性Se2->Br->Cl-,B错误;非金属性Cl>Br>Se,则最高价氧化物对应的水化物的酸性HClO4>HBrO4>H2SeO4,C正确;非金属性Cl>Br>Se,则气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>H2Se,D正确。
8.下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z为短周期主族元素,X的最外层电子数等于电子层数,下列说法不正确的是(　　)
W
X Y Z
A.原子半径:WB.常温常压下,Y单质为固态
C.气态氢化物的热稳定性:ZD.X的最高价氧化物对应的水化物是强碱
【答案】 D
【解析】 X原子的最外层电子数等于其电子层数,则X为Al,由各元素在元素周期表中的相对位置可知,X为Al,Y为Si,Z为P,W为N。N为第二周期元素,Al是第三周期元素,原子的电子层数越多,原子半径越大,故原子半径N学习任务二　同主族元素性质的递变规律
一、 碱金属元素的原子结构和性质递变规律
1.碱金属元素的原子结构
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
原子结构 示意图
相似性 最外层均有1个电子
递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大
2.碱金属元素单质的物理性质
3.碱金属元素单质的化学性质
(1)相似性:都是活泼金属,均易失去1个电子,在化合物中均为+1价。
碱金属元素的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH),一般都具有强碱性。
(2)递变性。
碱金属 与水反应的现象
Li 反应较为缓和,锂浮在水面,并以稳定、适中的速度释放出气体
Na 反应迅速,钠熔化成小球
K 反应迅速,伴有燃烧,轻微爆炸
Rb 剧烈反应,发生爆炸
Cs 剧烈反应,发生剧烈爆炸
随着核电荷数的递增,碱金属元素的单质与水反应越来越剧烈,说明碱金属元素的原子越易失去电子,单质的还原性越来越强,元素的金属性越来越强。
从Li→Cs,与氧气反应越来越剧烈,产物越来越复杂。
二、卤族元素的原子结构和性质递变规律
1.卤族元素原子结构
元素 名称 氟 氯 溴 碘
元素 符号 F Cl Br I
原子 结构 示意图
相似性 最外层均有7个电子
递变性 从F到I随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大
2.卤素单质的物理性质
(1)颜色。
颜色逐渐加深。
(2)熔、沸点。
熔、沸点逐渐升高。
(3)水溶性。
水溶性逐渐减小。
3.卤素单质的化学性质
(1)相似性。
卤族元素的原子最外层均有 7个电子,得电子的能力强,容易得 1个电子,其单质都具有较强的氧化性,自然界中不存在游离态的卤素单质。
(2)递变性。
实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱:
实验操作 实验现象 化学方程式
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈橙红色 2NaBr+Cl22NaCl+Br2
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈紫红色 2KI+Cl22KCl+I2
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈紫红色 2KI+Br22KBr+I2
结论:Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2,说明卤素从上到下非金属性减弱
三、 同主族元素性质的递变规律
1.同主族元素性质的递变
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分:沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚折线,虚折线的左边是金属元素,右边是非金属元素。
(2)分界线附近元素的性质:既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质,大多数可用作半导体材料。
资料一　1817年,瑞典的化学家阿尔费德森在分析一种矿物时发现,得出的已知成分只有96%,那么其余的4%到哪儿去了呢 他经过反复实验,确信一定是矿物中含有一种至今还不知道的元素。因这种元素是在矿物(名叫透锂长石)中发现的,他就取名为“锂”(希腊文“岩石”之意)。另一位著名的瑞典化学家贝采利乌斯也在卡尔斯温泉和捷克的马里安温泉的矿泉水中发现了锂。
资料二　1826年,法国的一位青年波拉德研究怎样从海藻中提取碘。他把海藻烧成灰,用热水浸取,再往里通进氯气,这时,就得到紫黑色的固体——碘的晶体。然而,奇怪的是,在提取后的母液底部,总沉着一层深褐色的液体,这液体具有刺鼻的臭味。这件事引起了波拉德的注意,他立即着手详细地进行研究,最后终于证明,这深褐色的液体的组成元素是一种人们还未发现的新元素。波拉德把它命名为“滥”。波拉德把自己的发现通知了巴黎科学院。科学院把这种新元素改称为“溴”。波拉德关于发现溴的论文——《海藻中的新元素》发表后,德国著名的化学家李比希读完后,感到尤为后悔,因为他在几年以前,也做过和波拉德相似的实验,看到过这一奇怪的现象,所不同的是,李比希没有深入地钻研下去,从而失之交臂,没有发现这一新的元素。
探究1　碱金属元素的性质
问题1:在周期表中,锂元素在什么位置 锂单质有什么化学性质 与同主族的钠的性质类似吗
提示:锂元素位于第二周期ⅠA族;锂单质能与氧气、水、酸等反应;与钠的性质类似。
问题2:碱金属单质的化学性质为什么具有相似性
提示:结构决定性质,碱金属元素的原子结构相似,最外层均有一个电子,均易失电子,化学性质活泼,故它们的单质具有较强的还原性,能与氧气、水、酸等反应。
问题3:碱金属单质的化学性质为什么具有递变性
提示:从Li到Cs,随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小,元素的金属性逐渐增强。
探究2　卤族元素的性质
问题4:写出波拉德获得溴、碘单质的离子方程式。
提示:Cl2+2Br-Br2+2Cl-,Cl2+2I-I2+2Cl-。
问题5:从原子结构角度解释卤素性质的递变规律。
提示:
问题6:比较Cl-、Br-、I-还原性的强弱,并从原子结构的角度解释原因。
提示:Cl-、Br-、I-的还原性为Cl-探究3　同主族元素的性质
问题7:同主族元素的性质为什么具有相似性
提示:结构决定性质,同主族元素原子最外层电子数相同,所以性质具有相似性。
问题8:同主族元素的性质为什么具有递变性
提示:同主族元素原子虽然最外层电子数相同,但从上到下随着原子半径的增大,原子的得电子能力逐渐减弱,失电子能力逐渐增强,元素的非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强。
同周期、同主族元素性质的递变规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
核电荷数 小→大 小→大
电子层结构 电子层数相同,最外层电子数依次增加 电子层数增加,最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高化合价由+1→+7(O、F除外),非金属元素最低化合价由-4→-1,最低化合价=主族序数-8 最高化合价、最低化合价均相同,最高化合价=主族序数(O、F除外)
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强
气态氢化物的 热稳定性、还原性 热稳定性逐渐增强,还原性逐渐减弱 热稳定性逐渐减弱,还原性逐渐增强
题点一　碱金属元素性质的递变规律
1.下列有关碱金属的说法不正确的是(　　)
A.均为ⅠA族元素,最外层均有1个电子
B.单质的还原性:Li>Na>K>Rb>Cs
C.单质的熔、沸点逐渐降低
D.由Li到Cs,核电荷数依次增加,电子层数、原子半径依次增大
【答案】 B
【解析】 碱金属位于周期表ⅠA族,主族序数等于原子最外层电子数,最外层电子数均为1,A正确;同主族元素从上到下电子层数依次增加,半径逐渐增大,失电子能力越来越强,还原性逐渐增强,单质的还原性Li2.下列有关锂和钠元素的说法正确的是(　　)
A.两者原子半径:Li>Na
B.两者的单质在加热条件下都能与氧气反应生成过氧化物
C.两者的单质与水反应时都浮在水面上,并且钠比锂反应剧烈
D.氢氧化物的碱性:LiOH>NaOH
【答案】 C
【解析】 Li和Na处于同一主族,锂原子的电子层数较少,半径较小,A错误;锂在加热条件下与氧气反应生成氧化锂,钠在加热条件下与氧气反应生成过氧化钠,B错误;锂和钠的密度都比水的小,与水反应时都浮在水面上,钠比锂更活泼,反应更剧烈,C正确;钠的金属性比锂的更强,氢氧化物的碱性NaOH>LiOH,D错误。
3.下列有关碱金属的说法正确的是(　　)
A.碱性:LiOH>NaOH>KOH>RbOH
B.金属性:Rb>K>Na>Li
C.碱金属与氧气均能反应,都能生成过氧化物
D.Rb不易与水反应放出H2
【答案】 B
【解析】 同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,故金属性Rb>K>Na>Li,碱性LiOH碱金属元素性质的递变规律
(1)单质的还原性与离子的氧化性递变规律。
(2)具体表现。
物质 Li Na K Rb Cs
与氧气 反应越来越剧烈,产物越来越复杂
Li2O Na2O、 Na2O2 K2O、 K2O2、 KO2 氧化物 更复杂
与水 反应越来越剧烈
反应 缓慢 剧烈 反应 轻微 爆炸 剧烈 爆炸
化合物 碱性:LiOH题点二　卤族元素性质的递变规律
4.下列有关F、Cl、Br、I的单质的说法错误的是(　　)
A.随着原子序数的增大,单质的颜色逐渐加深
B.随着原子序数的增大,单质的熔、沸点逐渐升高
C.常温下,F2、Cl2为气体,Br2、I2为液体
D.随着原子序数的增大,单质的密度逐渐增大
【答案】 C
【解析】 F2、Cl2、Br2、I2颜色逐渐加深,故A正确;随着原子序数的增大,单质的相对分子质量增大,单质的密度逐渐增大,熔、沸点逐渐升高,故B、D正确;常温下,F2、Cl2为气体,Br2为液体,I2为固体,故C错误。
5.下列关于F、Cl及其化合物的说法正确的是(　　)
A.氢化物的还原性:HCl>HF
B.氢化物的酸性:HF>HCl
C.最高价含氧酸的酸性:F>Cl
D.与H结合的难度:F>Cl
【答案】 A
【解析】 因为非金属性F>Cl,所以单质的氧化性F2>Cl2,氢化物的还原性HCl>HF,A正确;HF为弱酸,HCl为强酸,所以酸性HFCl,与H结合的难度F6.卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)的沸点与相对分子质量的关系如图所示,下列说法不正确的是(　　)
A.单质①是最活泼的非金属单质
B.单质②能使紫色石蕊溶液先变红后褪色
C.单质③常温下是液态
D.单质④的氢化物在卤素氢化物中热稳定性最强
【答案】 D
【解析】 卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)的沸点随相对分子质量的增大而增大,①、②、③、④分别是F2、Cl2、Br2、I2。F2是最活泼的非金属单质,A正确;Cl2溶于水生成HCl和HClO,溶液具有酸性和漂白性,能使紫色石蕊溶液先变红后褪色,B正确;由题图可知,Br2的沸点比常温高,故常温下是液态,C正确;I2对应的氢化物是HI,其在卤素氢化物中热稳定性最差,D错误。
卤族元素性质的递变规律
(1)卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律。
(2)具体表现。
物质 性质
单质(F2→I2) 与H2反应越来越难
与变价金属反应:F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物,I2生成低价金属碘化物
氢化物 热稳定性:HF>HCl>HBr>HI
还原性:HF最高价氧化物 对应的水化物 酸性:HClO4>HBrO4>HIO4(F没有含氧酸)
(3)特殊性。
①氟元素无正化合价,无含氧酸,而氯、溴、碘元素有最高化合价和含氧酸。
②X2+H2OHX+HXO(X为Cl、Br、I),而2F2+2H2O4HF+O2。
③在常温下溴单质是唯一一种液态非金属单质,易挥发,用水液封保存。
④碘为紫黑色固体,易升华,淀粉遇I2变蓝色。
学习任务三　元素周期表的应用
元素周期表的应用
(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特点。根据元素在周期表中的位置,可推测元素的原子结构,预测未知元素的主要性质。
(2)指导人们寻找新材料和稀有矿产。
①通常元素与它的同族元素、同周期相邻元素的性质相似,在自然界中往往以共生矿的形式存在。
②当希望找到一种有价值的稀有元素时,可以根据其在周期表中的上下左右位置的元素,定向选择那些地壳中含量较大或分布比较集中的元素的矿床。
(3)指导其他与化学相关的科学技术。
①在周期表中金属与非金属的分界线附近,可以找到半导体材料(如硅、锗、硒等)。
②在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③在元素周期表的氟、氯、硫、磷附近,寻找制取农药的元素。
④位于第六周期ⅥB族的钨是熔点最高的金属;位于第四周期ⅣB族的钛,密度小、耐高温、耐腐蚀,适用于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。
元素周期律是化学重要的定律之一,元素周期表是发掘自然真理及克服自然的重要工具。周期表不仅帮助过化学家发现新元素如Ga(镓)、Ge(锗)等,也曾进而求得许多元素的正确原子量。周期表使元素有了一个合理的分类,成为近代原子理论的坚实基础。
随着目前科技的发展,需要很多新材料,这些新材料就需要通过元素周期表相关规律来找。比如,农业上人们需要农药,就要在周期表右上角氟、氯、磷等元素中挑选;对于耐腐蚀的金属材料,就在不活泼的铂系金属周围寻找;对于改变反应速率的催化剂,就在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找;对于半导体材料,就在金属与非金属的分界线两侧的元素中寻找。上面的实例只是元素周期表的一小部分作用。实际上,元素周期表随着科技发展自身也在发展,元素周期表指导科技发展,科技发展也促进新元素发现,两者是相辅相成的。
探究　元素周期表的应用
问题1:如何利用元素周期表寻找半导体材料 如何利用元素周期表寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
提示:在金属与非金属的分界线两侧的元素中寻找;在过渡元素中寻找。
问题2:如何利用元素周期表寻找稀有矿产
提示:通常元素与它的同族元素、同周期相邻元素的性质相似,在自然界中往往以共生矿的形式存在。当希望找到一种有价值的稀有元素时,可以根据其在周期表中上下左右位置的元素,定向选择那些地壳中含量较大或分布比较集中的元素的矿床。
问题3:如何利用元素周期表预测新元素的性质
提示:首先确定其在周期表中的位置,再利用同周期、同主族元素性质的递变规律预测新元素的性质。
问题4:雄黄是一种矿物质,俗称“鸡冠石”,其主要成分是四硫化四砷,砷(As)元素的最高价态是多少 砷、硒(Se)的氢化物哪个热稳定性强
提示:+5价;砷、硒分别是第四周期ⅤA、ⅥA族的元素,非金属性硒大于砷,H2Se热稳定性强。
元素周期表中“位—构—性”关系的应用
1.元素“位—构—性”的关系
2.元素在周期表中的位置与元素性质的关系
(1)同周期元素性质的递变性;同主族元素性质的相似性、递变性、差异性。
(2)处在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性。
题点一　元素周期表在生产中的应用
1.元素周期表中某区域的一些元素多用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金,该区域是(　　)
A.稀有气体元素区域
B.过渡元素区域
C.右上方的非金属元素区域
D.金属元素和非金属元素分界线附近的元素区域
【答案】 B
【解析】 元素周期表中位置相近的元素性质相似,因此人们可以在元素周期表中一定的区域内研究合成有特定性质的新物质。如在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)。
2.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。下列说法正确的是(　　)
A.虚线左下方的元素均为非金属元素
B.可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C.可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D.在元素周期表金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素
【答案】 C
【解析】 虚线左下方的元素均为金属元素,A错误;在过渡元素区寻找耐高温材料,B错误;在虚线附近的元素具有金属性和非金属性,在虚线附近可寻找半导体材料(如Ge、Si等),C正确;农药主要含有F、P、Cl等元素,因此在元素周期表非金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素,D错误。
题点二　元素周期表在预测元素性质中的应用
3.某元素R位于元素周期表的第四周期ⅡA族。下列说法错误的是　(　　)
A.R的单质具有强还原性
B.R的单质能够和水发生反应
C.R元素最高化合价为+2价
D.R在自然界中以单质的形式存在
【答案】 D
【解析】 R位于元素周期表的第四周期ⅡA族,R是Ca。Ca是活泼金属,具有强还原性,A项正确;Ca是活泼金属,能够和水反应生成氢氧化钙和氢气,B项正确;Ca的原子最外层有2个电子,最高化合价为+2价,C项正确;Ca是活泼金属,在自然界中以化合态形式存在,D项错误。
4.可能存在的第119号未知元素,属于ⅠA族元素,有人称为“类钫”。根据周期表中同族元素的相似性,下列有关“类钫”的预测错误的是(　　)
A.“类钫”原子的半径大于铯原子的
B.“类钫”与O2加热反应只能生成一种氧化物
C.“类钫”在化合物中显+1价
D.“类钫”与水反应比钠与水反应剧烈
【答案】 B
【解析】 已知同一主族元素从上往下原子半径依次增大,故“类钫”原子的半径大于铯原子的,A正确;已知ⅠA族元素(H除外)从上往下金属性依次增强,与氧气反应的产物越来越复杂,故“类钫”与O2加热反应生成的氧化物不止一种,B错误;已知“类钫”位于ⅠA族,最外层上只有1个电子,故在化合物中显+1价,C正确;已知同一主族元素从上往下金属性依次增强,故“类钫”与水反应比钠与水反应剧烈,D正确。
5.锗(Ge)是第四周期 ⅣA族元素,处于元素周期表中金属与非金属的分界线处。下列叙述正确的是(　　)
A.锗是一种金属性很强的元素
B.锗的单质具有半导体的性能
C.锗化氢(GeH4)热稳定性很强
D.锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
【答案】 B
【解析】 依据同主族元素性质的递变规律,气态氢化物的热稳定性CH4>SiH4>GeH4,酸性H2CO3>H4GeO4;锗元素处于元素周期表中金属与非金属的分界线处,故其单质具有半导体的性能。
元素周期表及其应用
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命题解密与解题指导
情境解读:本题通过元素周期表的结构,考查基本元素推断,进而考查元素周期表的应用。
素养立意:通过周期表位置与性质的关系推导元素,并借助元素周期律考查元素性质的递变规律,考查证据推理与模型认知素养。性质决定元素在生产、生活中的应用,借此考查科学态度与社会责任素养。
解题路径:根据周期表结构先推测元素,再根据元素周期律判断元素及其化合物的性质,最后根据物质的性质推测元素的性质。]
门捷列夫经过多年的艰苦探索,在1869年发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律。这个规律的发现是继原子—分子论之后,近代化学史上又一座光彩夺目的里程碑。根据元素周期律编制的元素周期表是学习和研究化学的重要工具。元素a～g在元素周期表中的位置如图所示,结合元素周期表的重要应用,回答下列问题。
(1)e的原子结构示意图是　　　　　　　　　　,该元素的单质可应用于　　　　　(填序号,下同)。
①光导纤维　　　　②半导体材料　　　　③陶瓷材料
(2)f、g的最高价氧化物对应的水化物中,酸性较强的物质是　　　　　　(填化学式)。
(3)下列事实能判断a和b的非金属性强弱的是　　　　。
①气态氢化物的热稳定性强弱
②相同温度下,气态氢化物的溶解度大小
(4)c、d单质更容易与水反应的为　　　　　　　(填化学式),请从原子结构角度解释其原因:　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)为满足不同需求,牙膏中还会添加一些特殊物质,如含氟牙膏中添加氟化亚锡(SnF2)。50Sn在元素周期表中的位置是　　　　　　　　,以下说法中正确的是　　　　　　。
①Sn的最高化合价为+4　　　　②Sn的原子半径比e的大　　　　③SnF2只具有氧化性
【答案】 (1)　②　(2)HClO4　(3)①　(4)Na　钠原子最外层只有一个电子,更容易失去电子,还原性更强　(5)第五周期ⅣA族　①②
【解析】 根据元素a～g在元素周期表中的位置可知a为N,b为F,c为Na,d为Mg,e为Si,f为P,g为Cl。
(1)e为14号元素Si,原子结构示意图是,硅单质可应用于半导体材料。
(2)f为P,g为Cl,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,所以高氯酸酸性强于磷酸。
(3)a为N,b为F,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其气态氢化物的热稳定性越强,故①正确。
(4)c为Na,d为Mg,同一周期主族元素从左到右金属性依次减弱,钠原子最外层只有一个电子,更容易失去电子,还原性更强,所以钠更活泼,更易与水反应。
(5)50Sn在元素周期表中的位置是第五周期ⅣA族。Sn为ⅣA族元素,主族元素的最高化合价等于其族序数,因此Sn的最高化合价为+4,故①正确;e为Si,与Sn同主族,Sn为第五周期元素,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,Sn的原子半径比Si的大,故②正确;SnF2中Sn为+2价,可以失电子变成+4价,也可以得电子变成单质,故SnF2既有氧化性又有还原性,故③错误。
课时作业
对点训练
知识点一　元素周期表的结构
1.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.元素周期表有7个周期、8个主族
B.元素周期表有18个纵列,共16个族
C.短周期元素中可能有副族元素
D.原子最外层电子数相同的元素一定在同一族
【答案】 B
【解析】 元素周期表中有7个主族、7个周期,A项错误;元素周期表中共18个纵列,分为7个主族、7个副族、1个 0族、1个Ⅷ族,共16个族,B项正确;短周期为第一、二、三周期,不包含副族,C项错误;原子最外层电子数相同的元素不一定在同一族,如Mg和He最外层电子数都是2,但Mg是 ⅡA 族元素,He是0族元素,D项错误。
2.下列说法正确的是(　　)
A.原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族
B.D-核外有36个电子,则元素D位于第四周期ⅦA族
C.位于同一主族的甲、乙两种元素,甲的原子序数为x,则乙的原子序数可能为x+4
D.位于同一周期的甲、乙两种元素,甲位于ⅠA族,原子序数为x,乙位于ⅢA族,则乙的原子序数可能为x+19
【答案】 B
【解析】 H和Li是同一主族的两种元素,其原子序数之差为2,A项错误;D-核外有36个电子,则D原子核外有35个电子,元素D为Br,Br位于第四周期ⅦA族,B项正确;同主族相邻两周期元素原子序数的差值可能为2、8、18、32,所以同一主族的甲、乙两种元素,甲的原子序数为x,乙的原子序数不可能为x+4,C项错误;同一周期ⅠA族与ⅢA族元素原子序数的差值可能为2、12、26,则乙的原子序数不可能为x+19,D项错误。
3.铯是制造光电管的主要材料,铯元素的部分信息如图所示。下列关于铯的说法不正确的是(　　)
A.原子序数为55
B.是ⅠA族元素
C.相对原子质量是132.9 g·mol-1
D.金属性比钠强
【答案】 C
【解析】 根据信息可知,Cs的原子序数为55,A正确;Cs的原子序数为55,属于碱金属元素,位于ⅠA族,B正确;相对原子质量是132.9,C错误;同主族元素从上到下金属性依次增强,所以金属性Cs>Na,D正确。
4.现有短周期元素X、Y、Z、M在元素周期表中的相对位置如图所示,其中Y原子的最外层电子数是次外层电子数的一半。下列说法正确的是(　　)
X
Y Z M
A.X元素位于第二周期ⅤA族
B.Y的非金属性比Z的强
C.Z的原子半径比X的大
D.M的氧化物对应的水化物是强酸
【答案】 C
【解析】 由题意推出Y为Si,进而推出Z为P,X为O,M为Cl。氧元素位于第二周期ⅥA族,A项错误;周期表中元素的非金属性越向右上越强,B项错误;M的氧化物对应的水化物不一定是强酸,如次氯酸是弱酸,D项错误。
知识点二　同主族元素性质的递变规律
5.下列关于碱金属元素及其化合物的叙述正确的是(　　)
A.随着原子序数的递增,金属性逐渐增强
B.实验室中金属钠通常保存在煤油中,推知金属锂也保存在煤油中
C.金属钠在空气中燃烧生成Na2O2,推知金属锂在空气中燃烧也能生成Li2O2
D.氢氧化物的碱性:LiOH>NaOH>KOH>RbOH>CsOH
【答案】 A
【解析】 碱金属元素随着原子序数的递增,金属性逐渐增强,A正确;钠的密度大于煤油的,金属钠通常保存在煤油中,锂的密度小于煤油的,金属锂不能保存在煤油中,B错误;Li的活泼性弱于Na,金属锂在空气中燃烧仅能生成Li2O,C错误;同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,氢氧化物的碱性LiOH6.类推的思维方式在化学学习与研究中经常采用,但类推出的结论是否正确最终要经过实验的验证。以下类推的结论正确的是(　　)
A.HCl、HBr、HI都是强酸,故HF也是强酸
B.HCl、HBr、HI都易溶于水,故HF也易溶于水
C.Cl、Br、I的最高化合价均为+7,故F的最高化合价也为+7
D.由“Cl2+H2OHCl+HClO”,可推出“F2+H2OHF+HFO”也能发生
【答案】 B
【解析】 HF为弱酸,故A错误;HF易溶于水,故B正确;F无正化合价,即F不存在最高化合价+7,故C错误;F2与H2O反应生成HF和氧气,2F2+2H2O4HF+O2,故D错误。
7.下列关于卤素的说法正确的是(　　)
A.氟、氯、溴原子的最外层电子数都是7,次外层电子数都是8
B.从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实,推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
C.酸性:HFO4>HClO4>HBrO4>HIO4
D.砹是卤族元素,根据卤素性质的相似性,砹微溶于水,易溶于CCl4
【答案】 D
【解析】 氟原子的次外层电子数为2,溴原子的次外层电子数为18,A错误;元素的非金属性强弱可以根据其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较,不能根据氢化物的酸性强弱比较,B错误;F无正化合价,不能形成HFO4,C错误;由碘微溶于水、易溶于四氯化碳可推知,砹微溶于水,易溶于CCl4,D正确。
8.下列有关碱金属元素和卤素的说法中,错误的是(　　)
A.溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈
B.碱金属元素中,锂原子失去最外层电子的能力最弱;卤素中,氟原子得电子的能力最强
C.钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
D.随核电荷数的增加,碱金属单质和卤素单质的熔点都逐渐降低
【答案】 D
【解析】 Br比I非金属性强,因此溴单质与H2反应更剧烈,A项正确;碱金属元素从上到下金属性(失电子能力)逐渐增强,卤素从上到下非金属性(得电子能力)逐渐减弱,B项正确;钾比钠活泼,与水反应更剧烈,C项正确;随着核电荷数增加,碱金属单质的熔点逐渐降低,卤素单质的熔点逐渐升高,D项错误。
知识点三　元素周期表的应用
9.部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)。
下列说法不正确的是(　　)
A.Si、Ge可作半导体材料
B.Te处于第五周期ⅥA族
C.分界线附近可寻找到制造催化剂和耐腐蚀合金的元素
D.分界线附近的元素既能表现一定的金属性,又能表现一定的非金属性
【答案】 C
【解析】 由题给周期表的结构可知,位于金属元素与非金属元素的分界线附近的Si、Ge可作半导体材料,A正确;Te处于第五周期ⅥA族,B正确;制造催化剂和耐腐蚀合金的元素应该在过渡金属元素中寻找,C错误;由题给周期表的结构可知,金属元素与非金属元素的分界线附近的元素,既有金属性又有非金属性,D正确。
10.元素Rb位于第五周期ⅠA族,下列叙述错误的是(　　)
A.Rb是一种非常活泼的碱金属
B.单质Rb不能在空气中稳定存在
C.Al(OH)3可以与RbOH溶液反应
D.单质Rb的熔点比单质K的高
【答案】 D
【解析】 Rb属于碱金属元素,且同主族元素从上到下,金属性依次增强,则其为非常活泼的碱金属,A正确;Rb与Na同主族,且金属性Rb>Na,Na不能在空气中稳定存在,则Rb一定不能在空气中稳定存在,B正确;金属性Rb>Na,则碱性RbOH>NaOH,所以RbOH溶液为强碱溶液,Al(OH)3 能与RbOH溶液反应,C正确;碱金属单质的熔点随着原子序数的增大而降低,则熔点Rb11.根据元素周期表和元素周期律,下列推断错误的是(　　)
A.第83号元素的最高化合价是+6价
B.第七周期0族元素的原子序数是118
C.第53号元素的单质在常温常压下是固体
D.位于第四周期ⅣA族的元素的单质可作半导体材料,其同主族的第二周期元素的某种核素可用于考古断代
【答案】 A
【解析】 氡的原子序数为86,位于周期表中第六周期0族,则83号元素位于第六周期ⅤA族,所以第 83号元素的最高化合价是+5价,A错误;第七周期最后一种元素的原子序数为118,B正确;第五周期最后一种元素的原子序数为54,第53号元素为碘元素,碘单质在常温常压下是固体,C正确;位于第四周期ⅣA族的元素是Ge,处于金属和非金属的分界线附近,Ge的单质可作半导体材料,其同主族的第二周期元素的一种核素——14C可用于考古断代,D正确。
12.元素周期表可以指导人们进行规律性的推测和判断,下列说法不正确的是(　　)
A.若aX2+和bY-的核外电子层结构相同,则原子序数a=b+3
B.由水溶液的酸性HCl>HF,可推断出元素的非金属性Cl>F
C.锗与硅位于金属元素与非金属元素的分界线附近,都能作半导体材料
D.S和Se分别位于ⅥA族的第三、四周期,则气态氢化物的热稳定性 H2S>H2Se
【答案】 B
【解析】 aX2+的核外电子数为a-2,bY-的核外电子数为 b+1,由二者核外电子层结构相同可知 a-2=b+1,则a=b+3,A正确;HCl和HF不是最高价含氧酸,所以不能根据二者的酸性强弱来判断元素非金属性的强弱,B错误;锗与硅位于金属元素与非金属元素的分界线附近,都可以作半导体材料,C正确;同主族元素从上到下,非金属性逐渐减弱,S的非金属性比Se强,则气态氢化物的热稳定性H2S>H2Se,D正确。
综合应用
13.碲化镉(CdTe)具有光电转化功能,可用于制造发电玻璃。已知 52Te和S位于同一主族。下列叙述错误的是(　　)
A.CdTe中Cd为+2价
B.Te位于第五周期ⅥA族
C.H2Te还原性比HI弱
D.H2TeO4的酸性比H2SO4弱
【答案】 C
【解析】 52Te是ⅥA族元素,CdTe中Te为-2价,则Cd为+2价,A正确;52Te和S位于同一主族,Te位于第五周期ⅥA族,B正确;同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,H2Te还原性比HI强,C错误;同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,H2TeO4的酸性比H2SO4弱,D正确。
14.应用元素周期律分析下列推断,其中正确说法的个数为(　　)
①Ra是第七周期ⅡA族的元素,推测Ra(OH)2碱性比Ba(OH)2强
②85号砹(At)是ⅥA族元素,其气态氢化物的热稳定性强于HCl
③硒(Se)与氧同主族,其最高价氧化物对应的水化物的酸性比硫酸弱
④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性
⑤Sb是第五周期ⅤA族的元素,推测NH3比SbH3稳定
⑥第三周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性随原子序数的增大而增加
⑦Cl的核电荷数比Al大,推测Cl的原子半径比Al的原子半径大
⑧Cs的原子半径大于Na的原子半径,推测Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
A.3 B.4 C.5 D.6
【答案】 B
【解析】 Ra、Ba是ⅡA族元素,同主族元素从上到下金属性逐渐增强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强,故可推测Ra(OH)2碱性比 Ba(OH)2 强,①正确;At、Cl是ⅦA族元素,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,形成的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱,At的原子序数比Cl大,因此At的气态氢化物的热稳定性比HCl弱,②错误;硒(Se)与氧同主族,Se的原子序数比S大,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,因此Se的最高价氧化物对应的水化物的酸性比硫酸弱,③正确;第二周期非金属元素的气态氢化物NH3溶于水后,所得溶液显碱性,④错误;Sb是第五周期ⅤA族的元素,其非金属性比N弱,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,因此它们形成的简单氢化物的稳定性逐渐减弱,可推测NH3比SbH3稳定,⑤正确;未指明是否是元素最高价氧化物对应的水化物,因此不能根据元素的原子序数来判断其酸性强弱,⑥错误;同周期元素的原子序数越大,原子半径越小,Al、Cl是同周期元素,Cl的核电荷数比Al大,可推测Cl的原子半径比Al的原子半径小,⑦错误;Cs、Na是ⅠA族元素,同主族元素从上到下随原子序数的增大,原子半径逐渐增大,元素的金属性逐渐增强,其与水反应就越剧烈,⑧正确。综上所述,B符合题意。
15.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,Y的最高价氧化物对应的水化物是短周期元素中碱性最强的,Z是地壳中含量最高的金属元素,X和W同主族,W的最高化合价与最低化合价的代数和为4。下列说法错误的是(　　)
A.气态氢化物的热稳定性:X>W
B.简单离子半径由小到大的顺序:r(X)C.Z的最高价氧化物对应的水化物能与强碱反应
D.X与W可形成至少两种二元化合物
【答案】 B
【解析】 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,Y的最高价氧化物对应的水化物是短周期元素中碱性最强的,则Y为Na;Z是地壳中含量最高的金属元素,则Z为Al;X和W同主族,W的最高化合价与最低化合价的代数和为4,二者处于ⅥA族,故X为O,W为S。非金属性O>S,故气态氢化物的热稳定性O>S,A正确;简单离子半径由大到小的顺序为r(O2-)>r(Na+),B错误;Z的最高价氧化物对应的水化物为 Al(OH)3,能与强碱反应,C正确;O与S可形成SO2、SO3至少两种二元化合物,D正确。
16.海水中的X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的位置如图所示,元素X最高化合价与最低化合价的代数和为0。
X Y
Z W
下列有关说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(X)B.元素X的非金属性比Y的强
C.元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱
D.元素Z最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强
【答案】 D
【解析】 根据题意可知,X为C或Si,但下一周期的Z和W也为短周期元素,因此X为C,Y为F,Z为S,W为Cl。同一周期从左到右元素的原子半径逐渐减小,则原子半径r(X)>r(Y),故A错误;同一周期从左到右元素的非金属性逐渐增强,则元素Y非金属性比X强,故B错误;非金属性Y>W,则元素Y简单气态氢化物热稳定性强于W,故C错误;非金属性Z(S)>X(C),则元素Z最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强,故D正确。
17.月球表面的“土壤”中含有的W、X、Y、Z元素是原子序数依次增大的短周期主族元素,其中X、Y、Z为相邻的同周期元素,四种元素的最外层电子数均不相同且和为15。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径由大到小的顺序为X>Y>Z>W
B.金属性由强到弱的顺序为Z>Y>X
C.Y的氧化物既可以与强酸反应又可以与强碱反应
D.Z的最高价氧化物对应的水化物属于弱酸
【答案】 B
【解析】 由题意知W为O,X为Mg,Y为Al,Z为Si,原子半径由大到小的顺序为Mg>Al>Si>O,A正确;金属性由强到弱的顺序为Mg>Al>Si,B错误;Al2O3为两性氧化物,既可以与强酸反应又可以与强碱发生反应,C正确;H2SiO3属于弱酸,D正确。
18.元素周期表体现了元素“位—构—性”的关系,如图是元素周期表的一部分,回答下列问题。
(1)Ge位于元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线处,其最高化合价为　　 　　,可作　　　　　　材料使用;Bi的最高价氧化物为　　　　　(填化学式,下同);I的最高价氧化物对应的水化物为　　　　。
(2)图中元素中,失电子能力最强的元素是　　　　　,非金属性最强的元素是　　　　。
(3)根据元素周期律等有关知识,推断:
①阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是　　　　　　。
②N3-、O2-、Al3+、S2-四种离子半径由大到小的顺序:　　　　　　　　　　　(用离子符号表示)。
③H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序:　 。
【答案】 (1)+4　半导体　Bi2O5　HIO4　
(2)Tl　F
(3)①HF　②S2->N3->O2->Al3+　③H2SO4>H2SeO4>H3AsO4
【解析】 (1)Ge位于元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线处,在元素周期表中的位置为第四周期ⅣA族,其最高化合价为+4,可作半导体材料使用;Bi位于第ⅤA族,最高价氧化物为Bi2O5;I的最高价氧化物对应的水化物为HIO4。
(2)图中元素中,失电子能力最强的元素是Tl,非金属性最强的元素是F。
(3)①同一主族,从上到下元素的非金属性逐渐减弱,非金属性越强,元素对应的氢化物越稳定,阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是HF。
②电子层数多的离子半径大,电子层数相同的离子,核电荷数越大半径越小,N3-、O2-、Al3+、S2-四种离子半径由大到小的顺序为S2->N3->O2->Al3+。
③元素非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性S>Se>As,H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序为H2SO4>H2SeO4>H3AsO4。
19.Ⅰ.如图为元素周期表的一部分,请参照元素 ①～⑧在周期表中的位置,回答下列问题。
(1)③、④、⑤的原子半径由大到小的顺序为　　　　　　　　(用元素符号表示)。
(2)②、③、⑦的最高价氧化物对应的水化物的酸性由强到弱的顺序是　　　　　　　　　　　　　　　 (用化学式表示)。
(3)写出⑥的单质与NaOH溶液反应的离子方程式: 　　　　　　。
Ⅱ.如图是部分短周期元素的单质及其化合物(或其溶液)的转化关系。已知B、C、D是非金属单质,且在常温常压下都是气体,D常用于自来水的杀菌、消毒;化合物G的焰色反应呈黄色,化合物F通常状况下呈气态。
(1)A对应元素在周期表中的位置:　　　　　　　　　　;B、C、D所含元素按1∶1∶1组成的化合物为　　　　　　(填化学式)。
(2)D溶于水时发生反应的离子方程式为 　, G和F的水溶液反应的离子方程式为 　。
【答案】 Ⅰ.(1)Na>N>O　
(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3　
(3)2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑　
Ⅱ.(1)第三周期ⅠA族　HClO
(2)Cl2+H2OH++Cl-+HClO　C+2H+CO2↑+H2O
【解析】 Ⅰ.根据元素所在周期表中的位置,可知①为H,②为C,③为N,④为O,⑤为Na,⑥为Al,⑦为Si,⑧为Cl。
(1)电子层数越多原子半径越大,所以钠的原子半径大于氮和氧的原子半径,氮和氧处于同一周期,从左至右,原子半径逐渐减小,故③、④、⑤的原子半径由大到小的顺序为Na>N>O。
(2)元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,②、③、⑦的非金属性N>C>Si,则最高价氧化物对应的水化物的酸性由强到弱的顺序是HNO3>H2CO3>H2SiO3。
(3)⑥的单质与NaOH溶液反应的离子方程式为 2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑。
Ⅱ.B、C、D所含元素为短周期元素,常温常压下都是气体,D常用于自来水的杀菌、消毒,所以D是氯气,化合物G的焰色反应呈黄色,结合图示关系可知A是钠,B、C分别为氧气和氢气,G和F分别为Na2CO3和HCl,因此推得A对应元素在周期表中的位置为第三周期ⅠA族,B、C、D所含元素按1∶1∶1组成的化合物为HClO。第2课时　元素周期表及其应用
[学习目标]　1.通过学习碱金属元素、卤素性质的实验,能设计探究同主族元素性质的递变规律的实验方案,能掌握同主族元素性质的递变规律,能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律,并能形成“结构决定性质”的观念。2.通过元素周期表的学习,能熟悉元素周期表编排原则,能掌握元素周期表的结构,能根据元素在周期表中的位置分析原子结构,能根据元素在周期表中的位置或原子结构分析、比较常见元素及其化合物的性质,能利用元素周期表预测新元素及其化合物的性质。3.通过学习同周期、同主族元素性质的递变规律,能认识周期表是元素周期律的具体体现形式,能根据元素在周期表中的位置及元素周期律掌握元素的性质,能认识元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要价值。
学习任务一　元素周期表的结构
1.元素周期表的诞生
1869年,俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。
2.编排原则
3.常见族的特别名称
ⅠA族(除氢元素外):碱金属元素。
ⅦA族:卤族元素。
0族:稀有气体元素。
4.元素周期表中的元素信息
仔细观察元素周期表,回答下列问题。
探究1　周期表的编排及结构
问题1:周期表的编排原则是什么
问题2:在周期表中共有多少个横行和周期 这些周期可分为哪几类 每个周期各有多少种元素
问题3:在周期表中共有多少个纵列和族 这些族可分为哪几类
问题4:在元素周期表中含元素种类最多的族是哪一族 形成化合物种类最多的族是哪一族
问题5:同周期的ⅡA族、ⅢA族元素间原子序数之差一定是1吗
问题6:第七周期113～117号元素分别为第几族
问题7:短周期元素中族序数与周期序数相同的元素有哪些
探究2　原子结构与元素在周期表中位置的关系
问题8:如何根据氯元素原子的结构示意图,推断氯元素在周期表中的位置 能否根据元素在周期表中的位置推断其结构
题点一　元素周期表的结构
1.1869年,俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表,揭示了化学元素间的内在联系,成为化学史上的重要里程碑之一。下列关于元素周期表的说法错误的是(　　)
A.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族的10个纵列的元素都是金属元素
B.元素周期表由三个短周期、四个长周期构成
C.元素周期表含元素种类最多的族是ⅢB族
D.元素周期表中含有主族、副族、Ⅷ族、0族共十八个族
2.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.副族元素都是金属元素
B.主族元素都是短周期元素
C.在元素周期表中,每一纵列就是一个族
D.元素周期表中每个长周期均包含32种元素
3.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的
B.元素周期表有7个横行,即7个周期;有18个纵列,即18个族
C.凡是位于元素周期表中同一周期的元素,都是按从左到右的顺序原子最外层电子数由1递增到8
D.凡是位于元素周期表中同一主族的元素,都是按从上到下的顺序电子层数逐渐增多
题点二　元素周期表局部推断及应用
4.某元素的原子核外有3个电子层,最外层有4个电子,该元素位于(　　)
A.第三周期,第4列 B.第三周期,第14列
C.第四周期,第3列 D.第四周期,第13列
5.如图所示是元素周期表的一部分,下列说法中正确的是(　　)
A.元素的简单离子半径大小:④>⑤>②
B.气态氢化物的热稳定性:⑤>②
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性:⑥>⑤
D.元素的最高化合价:③=⑥
6.A、B、C均为短周期元素,它们在周期表中的相对位置如图所示。已知 B、 C两元素在周期表中族序数之和是A元素族序数的2倍;B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍,则A、B、C分别为(　　)
A.Be、Na、Al B.O、P、Cl
C.C、Al、P D.B、Mg、Si
元素位置与原子结构推断的思维模型
题点三　周期表中“位—构—性”的关系
7.已知Cl、Se、Br在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径:Se>Br>Cl
B.还原性:Br->Se2->Cl-
C.酸性:HClO4>HBrO4>H2SeO4
D.气态氢化物的热稳定性:HCl>HBr>H2Se
8.下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z为短周期主族元素,X的最外层电子数等于电子层数,下列说法不正确的是(　　)
W
X Y Z
A.原子半径:WB.常温常压下,Y单质为固态
C.气态氢化物的热稳定性:ZD.X的最高价氧化物对应的水化物是强碱
学习任务二　同主族元素性质的递变规律
一、 碱金属元素的原子结构和性质递变规律
1.碱金属元素的原子结构
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
原子结构 示意图
相似性 最外层均有1个电子
递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大
2.碱金属元素单质的物理性质
3.碱金属元素单质的化学性质
(1)相似性:都是活泼金属,均易失去1个电子,在化合物中均为+1价。
碱金属元素的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH),一般都具有强碱性。
(2)递变性。
碱金属 与水反应的现象
Li 反应较为缓和,锂浮在水面,并以稳定、适中的速度释放出气体
Na 反应迅速,钠熔化成小球
K 反应迅速,伴有燃烧,轻微爆炸
Rb 剧烈反应,发生爆炸
Cs 剧烈反应,发生剧烈爆炸
随着核电荷数的递增,碱金属元素的单质与水反应越来越剧烈,说明碱金属元素的原子越易失去电子,单质的还原性越来越强,元素的金属性越来越强。
从Li→Cs,与氧气反应越来越剧烈,产物越来越复杂。
二、卤族元素的原子结构和性质递变规律
1.卤族元素原子结构
元素 名称 氟 氯 溴 碘
元素 符号 F Cl Br I
原子 结构 示意图
相似性 最外层均有7个电子
递变性 从F到I随核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大
2.卤素单质的物理性质
(1)颜色。
颜色逐渐加深。
(2)熔、沸点。
熔、沸点逐渐升高。
(3)水溶性。
水溶性逐渐减小。
3.卤素单质的化学性质
(1)相似性。
卤族元素的原子最外层均有 7个电子,得电子的能力强,容易得 1个电子,其单质都具有较强的氧化性,自然界中不存在游离态的卤素单质。
(2)递变性。
实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱:
实验操作 实验现象 化学方程式
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈橙红色 2NaBr+Cl22NaCl+Br2
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈紫红色 2KI+Cl22KCl+I2
静置后,液体分层,上层接近无色,下层呈紫红色 2KI+Br22KBr+I2
结论:Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2,说明卤素从上到下非金属性减弱
三、 同主族元素性质的递变规律
1.同主族元素性质的递变
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分:沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚折线,虚折线的左边是金属元素,右边是非金属元素。
(2)分界线附近元素的性质:既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质,大多数可用作半导体材料。
资料一　1817年,瑞典的化学家阿尔费德森在分析一种矿物时发现,得出的已知成分只有96%,那么其余的4%到哪儿去了呢 他经过反复实验,确信一定是矿物中含有一种至今还不知道的元素。因这种元素是在矿物(名叫透锂长石)中发现的,他就取名为“锂”(希腊文“岩石”之意)。另一位著名的瑞典化学家贝采利乌斯也在卡尔斯温泉和捷克的马里安温泉的矿泉水中发现了锂。
资料二　1826年,法国的一位青年波拉德研究怎样从海藻中提取碘。他把海藻烧成灰,用热水浸取,再往里通进氯气,这时,就得到紫黑色的固体——碘的晶体。然而,奇怪的是,在提取后的母液底部,总沉着一层深褐色的液体,这液体具有刺鼻的臭味。这件事引起了波拉德的注意,他立即着手详细地进行研究,最后终于证明,这深褐色的液体的组成元素是一种人们还未发现的新元素。波拉德把它命名为“滥”。波拉德把自己的发现通知了巴黎科学院。科学院把这种新元素改称为“溴”。波拉德关于发现溴的论文——《海藻中的新元素》发表后,德国著名的化学家李比希读完后,感到尤为后悔,因为他在几年以前,也做过和波拉德相似的实验,看到过这一奇怪的现象,所不同的是,李比希没有深入地钻研下去,从而失之交臂,没有发现这一新的元素。
探究1　碱金属元素的性质
问题1:在周期表中,锂元素在什么位置 锂单质有什么化学性质 与同主族的钠的性质类似吗
问题2:碱金属单质的化学性质为什么具有相似性
问题3:碱金属单质的化学性质为什么具有递变性
探究2　卤族元素的性质
问题4:写出波拉德获得溴、碘单质的离子方程式。
问题5:从原子结构角度解释卤素性质的递变规律。
问题6:比较Cl-、Br-、I-还原性的强弱,并从原子结构的角度解释原因。
探究3　同主族元素的性质
问题7:同主族元素的性质为什么具有相似性
问题8:同主族元素的性质为什么具有递变性
同周期、同主族元素性质的递变规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
核电荷数 小→大 小→大
电子层结构 电子层数相同,最外层电子数依次增加 电子层数增加,最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高化合价由+1→+7(O、F除外),非金属元素最低化合价由-4→-1,最低化合价=主族序数-8 最高化合价、最低化合价均相同,最高化合价=主族序数(O、F除外)
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强
气态氢化物的 热稳定性、还原性 热稳定性逐渐增强,还原性逐渐减弱 热稳定性逐渐减弱,还原性逐渐增强
题点一　碱金属元素性质的递变规律
1.下列有关碱金属的说法不正确的是(　　)
A.均为ⅠA族元素,最外层均有1个电子
B.单质的还原性:Li>Na>K>Rb>Cs
C.单质的熔、沸点逐渐降低
D.由Li到Cs,核电荷数依次增加,电子层数、原子半径依次增大
2.下列有关锂和钠元素的说法正确的是(　　)
A.两者原子半径:Li>Na
B.两者的单质在加热条件下都能与氧气反应生成过氧化物
C.两者的单质与水反应时都浮在水面上,并且钠比锂反应剧烈
D.氢氧化物的碱性:LiOH>NaOH
3.下列有关碱金属的说法正确的是(　　)
A.碱性:LiOH>NaOH>KOH>RbOH
B.金属性:Rb>K>Na>Li
C.碱金属与氧气均能反应,都能生成过氧化物
D.Rb不易与水反应放出H2
碱金属元素性质的递变规律
(1)单质的还原性与离子的氧化性递变规律。
(2)具体表现。
物质 Li Na K Rb Cs
与氧气 反应越来越剧烈,产物越来越复杂
Li2O Na2O、 Na2O2 K2O、 K2O2、 KO2 氧化物 更复杂
与水 反应越来越剧烈
反应 缓慢 剧烈 反应 轻微 爆炸 剧烈 爆炸
化合物 碱性:LiOH题点二　卤族元素性质的递变规律
4.下列有关F、Cl、Br、I的单质的说法错误的是(　　)
A.随着原子序数的增大,单质的颜色逐渐加深
B.随着原子序数的增大,单质的熔、沸点逐渐升高
C.常温下,F2、Cl2为气体,Br2、I2为液体
D.随着原子序数的增大,单质的密度逐渐增大
5.下列关于F、Cl及其化合物的说法正确的是(　　)
A.氢化物的还原性:HCl>HF
B.氢化物的酸性:HF>HCl
C.最高价含氧酸的酸性:F>Cl
D.与H结合的难度:F>Cl
6.卤素单质(F2、Cl2、Br2、I2)的沸点与相对分子质量的关系如图所示,下列说法不正确的是(　　)
A.单质①是最活泼的非金属单质
B.单质②能使紫色石蕊溶液先变红后褪色
C.单质③常温下是液态
D.单质④的氢化物在卤素氢化物中热稳定性最强
卤族元素性质的递变规律
(1)卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律。
(2)具体表现。
物质 性质
单质(F2→I2) 与H2反应越来越难
与变价金属反应:F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物,I2生成低价金属碘化物
氢化物 热稳定性:HF>HCl>HBr>HI
还原性:HF最高价氧化物 对应的水化物 酸性:HClO4>HBrO4>HIO4(F没有含氧酸)
(3)特殊性。
①氟元素无正化合价,无含氧酸,而氯、溴、碘元素有最高化合价和含氧酸。
②X2+H2OHX+HXO(X为Cl、Br、I),而2F2+2H2O4HF+O2。
③在常温下溴单质是唯一一种液态非金属单质,易挥发,用水液封保存。
④碘为紫黑色固体,易升华,淀粉遇I2变蓝色。
学习任务三　元素周期表的应用
元素周期表的应用
(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特点。根据元素在周期表中的位置,可推测元素的原子结构,预测未知元素的主要性质。
(2)指导人们寻找新材料和稀有矿产。
①通常元素与它的同族元素、同周期相邻元素的性质相似,在自然界中往往以共生矿的形式存在。
②当希望找到一种有价值的稀有元素时,可以根据其在周期表中的上下左右位置的元素,定向选择那些地壳中含量较大或分布比较集中的元素的矿床。
(3)指导其他与化学相关的科学技术。
①在周期表中金属与非金属的分界线附近,可以找到半导体材料(如硅、锗、硒等)。
②在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③在元素周期表的氟、氯、硫、磷附近,寻找制取农药的元素。
④位于第六周期ⅥB族的钨是熔点最高的金属;位于第四周期ⅣB族的钛,密度小、耐高温、耐腐蚀,适用于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。
元素周期律是化学重要的定律之一,元素周期表是发掘自然真理及克服自然的重要工具。周期表不仅帮助过化学家发现新元素如Ga(镓)、Ge(锗)等,也曾进而求得许多元素的正确原子量。周期表使元素有了一个合理的分类,成为近代原子理论的坚实基础。
随着目前科技的发展,需要很多新材料,这些新材料就需要通过元素周期表相关规律来找。比如,农业上人们需要农药,就要在周期表右上角氟、氯、磷等元素中挑选;对于耐腐蚀的金属材料,就在不活泼的铂系金属周围寻找;对于改变反应速率的催化剂,就在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找;对于半导体材料,就在金属与非金属的分界线两侧的元素中寻找。上面的实例只是元素周期表的一小部分作用。实际上,元素周期表随着科技发展自身也在发展,元素周期表指导科技发展,科技发展也促进新元素发现,两者是相辅相成的。
探究　元素周期表的应用
问题1:如何利用元素周期表寻找半导体材料 如何利用元素周期表寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
问题2:如何利用元素周期表寻找稀有矿产
问题3:如何利用元素周期表预测新元素的性质
问题4:雄黄是一种矿物质,俗称“鸡冠石”,其主要成分是四硫化四砷,砷(As)元素的最高价态是多少 砷、硒(Se)的氢化物哪个热稳定性强
元素周期表中“位—构—性”关系的应用
1.元素“位—构—性”的关系
2.元素在周期表中的位置与元素性质的关系
(1)同周期元素性质的递变性;同主族元素性质的相似性、递变性、差异性。
(2)处在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性。
题点一　元素周期表在生产中的应用
1.元素周期表中某区域的一些元素多用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金,该区域是(　　)
A.稀有气体元素区域
B.过渡元素区域
C.右上方的非金属元素区域
D.金属元素和非金属元素分界线附近的元素区域
2.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。下列说法正确的是(　　)
A.虚线左下方的元素均为非金属元素
B.可在虚线的右上方寻找耐高温材料
C.可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等)
D.在元素周期表金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素
题点二　元素周期表在预测元素性质中的应用
3.某元素R位于元素周期表的第四周期ⅡA族。下列说法错误的是　(　　)
A.R的单质具有强还原性
B.R的单质能够和水发生反应
C.R元素最高化合价为+2价
D.R在自然界中以单质的形式存在
4.可能存在的第119号未知元素,属于ⅠA族元素,有人称为“类钫”。根据周期表中同族元素的相似性,下列有关“类钫”的预测错误的是(　　)
A.“类钫”原子的半径大于铯原子的
B.“类钫”与O2加热反应只能生成一种氧化物
C.“类钫”在化合物中显+1价
D.“类钫”与水反应比钠与水反应剧烈
5.锗(Ge)是第四周期 ⅣA族元素,处于元素周期表中金属与非金属的分界线处。下列叙述正确的是(　　)
A.锗是一种金属性很强的元素
B.锗的单质具有半导体的性能
C.锗化氢(GeH4)热稳定性很强
D.锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸
元素周期表及其应用
[footnoteRef:0]　　　　　　 　　　　　 　　　　　 [0:
命题解密与解题指导
情境解读:本题通过元素周期表的结构,考查基本元素推断,进而考查元素周期表的应用。
素养立意:通过周期表位置与性质的关系推导元素,并借助元素周期律考查元素性质的递变规律,考查证据推理与模型认知素养。性质决定元素在生产、生活中的应用,借此考查科学态度与社会责任素养。
解题路径:根据周期表结构先推测元素,再根据元素周期律判断元素及其化合物的性质,最后根据物质的性质推测元素的性质。]
门捷列夫经过多年的艰苦探索,在1869年发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律。这个规律的发现是继原子—分子论之后,近代化学史上又一座光彩夺目的里程碑。根据元素周期律编制的元素周期表是学习和研究化学的重要工具。元素a～g在元素周期表中的位置如图所示,结合元素周期表的重要应用,回答下列问题。
(1)e的原子结构示意图是　　　　　　　　　　,该元素的单质可应用于　　　　　(填序号,下同)。
①光导纤维　　　　②半导体材料　　　　③陶瓷材料
(2)f、g的最高价氧化物对应的水化物中,酸性较强的物质是　　　　　　(填化学式)。
(3)下列事实能判断a和b的非金属性强弱的是　　　　。
①气态氢化物的热稳定性强弱
②相同温度下,气态氢化物的溶解度大小
(4)c、d单质更容易与水反应的为　　　　　　　(填化学式),请从原子结构角度解释其原因:　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)为满足不同需求,牙膏中还会添加一些特殊物质,如含氟牙膏中添加氟化亚锡(SnF2)。50Sn在元素周期表中的位置是　　　　　　　　,以下说法中正确的是　　　　　　。
①Sn的最高化合价为+4　　　　②Sn的原子半径比e的大　　　　③SnF2只具有氧化性
(1)e为14号元素Si,原子结构示意图是,硅单质可应用于半导体材料。
(2)f为P,g为Cl,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,所以高氯酸酸性强于磷酸。
(3)a为N,b为F,同一周期主族元素从左到右非金属性依次增强,元素的非金属性越强,其气态氢化物的热稳定性越强,故①正确。
(4)c为Na,d为Mg,同一周期主族元素从左到右金属性依次减弱,钠原子最外层只有一个电子,更容易失去电子,还原性更强,所以钠更活泼,更易与水反应。
(5)50Sn在元素周期表中的位置是第五周期ⅣA族。Sn为ⅣA族元素,主族元素的最高化合价等于其族序数,因此Sn的最高化合价为+4,故①正确;e为Si,与Sn同主族,Sn为第五周期元素,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,Sn的原子半径比Si的大,故②正确;SnF2中Sn为+2价,可以失电子变成+4价,也可以得电子变成单质,故SnF2既有氧化性又有还原性,故③错误。
课时作业
对点训练
知识点一　元素周期表的结构
1.下列关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A.元素周期表有7个周期、8个主族
B.元素周期表有18个纵列,共16个族
C.短周期元素中可能有副族元素
D.原子最外层电子数相同的元素一定在同一族
2.下列说法正确的是(　　)
A.原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族
B.D-核外有36个电子,则元素D位于第四周期ⅦA族
C.位于同一主族的甲、乙两种元素,甲的原子序数为x,则乙的原子序数可能为x+4
D.位于同一周期的甲、乙两种元素,甲位于ⅠA族,原子序数为x,乙位于ⅢA族,则乙的原子序数可能为x+19
3.铯是制造光电管的主要材料,铯元素的部分信息如图所示。下列关于铯的说法不正确的是(　　)
A.原子序数为55
B.是ⅠA族元素
C.相对原子质量是132.9 g·mol-1
D.金属性比钠强
4.现有短周期元素X、Y、Z、M在元素周期表中的相对位置如图所示,其中Y原子的最外层电子数是次外层电子数的一半。下列说法正确的是(　　)
X
Y Z M
A.X元素位于第二周期ⅤA族
B.Y的非金属性比Z的强
C.Z的原子半径比X的大
D.M的氧化物对应的水化物是强酸
知识点二　同主族元素性质的递变规律
5.下列关于碱金属元素及其化合物的叙述正确的是(　　)
A.随着原子序数的递增,金属性逐渐增强
B.实验室中金属钠通常保存在煤油中,推知金属锂也保存在煤油中
C.金属钠在空气中燃烧生成Na2O2,推知金属锂在空气中燃烧也能生成Li2O2
D.氢氧化物的碱性:LiOH>NaOH>KOH>RbOH>CsOH
6.类推的思维方式在化学学习与研究中经常采用,但类推出的结论是否正确最终要经过实验的验证。以下类推的结论正确的是(　　)
A.HCl、HBr、HI都是强酸,故HF也是强酸
B.HCl、HBr、HI都易溶于水,故HF也易溶于水
C.Cl、Br、I的最高化合价均为+7,故F的最高化合价也为+7
D.由“Cl2+H2OHCl+HClO”,可推出“F2+H2OHF+HFO”也能发生
7.下列关于卤素的说法正确的是(　　)
A.氟、氯、溴原子的最外层电子数都是7,次外层电子数都是8
B.从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实,推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律
C.酸性:HFO4>HClO4>HBrO4>HIO4
D.砹是卤族元素,根据卤素性质的相似性,砹微溶于水,易溶于CCl4
8.下列有关碱金属元素和卤素的说法中,错误的是(　　)
A.溴单质与H2的反应比碘单质与H2的反应更剧烈
B.碱金属元素中,锂原子失去最外层电子的能力最弱;卤素中,氟原子得电子的能力最强
C.钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
D.随核电荷数的增加,碱金属单质和卤素单质的熔点都逐渐降低
知识点三　元素周期表的应用
9.部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)。
下列说法不正确的是(　　)
A.Si、Ge可作半导体材料
B.Te处于第五周期ⅥA族
C.分界线附近可寻找到制造催化剂和耐腐蚀合金的元素
D.分界线附近的元素既能表现一定的金属性,又能表现一定的非金属性
10.元素Rb位于第五周期ⅠA族,下列叙述错误的是(　　)
A.Rb是一种非常活泼的碱金属
B.单质Rb不能在空气中稳定存在
C.Al(OH)3可以与RbOH溶液反应
D.单质Rb的熔点比单质K的高
11.根据元素周期表和元素周期律,下列推断错误的是(　　)
A.第83号元素的最高化合价是+6价
B.第七周期0族元素的原子序数是118
C.第53号元素的单质在常温常压下是固体
D.位于第四周期ⅣA族的元素的单质可作半导体材料,其同主族的第二周期元素的某种核素可用于考古断代
12.元素周期表可以指导人们进行规律性的推测和判断,下列说法不正确的是(　　)
A.若aX2+和bY-的核外电子层结构相同,则原子序数a=b+3
B.由水溶液的酸性HCl>HF,可推断出元素的非金属性Cl>F
C.锗与硅位于金属元素与非金属元素的分界线附近,都能作半导体材料
D.S和Se分别位于ⅥA族的第三、四周期,则气态氢化物的热稳定性 H2S>H2Se
综合应用
13.碲化镉(CdTe)具有光电转化功能,可用于制造发电玻璃。已知 52Te和S位于同一主族。下列叙述错误的是(　　)
A.CdTe中Cd为+2价
B.Te位于第五周期ⅥA族
C.H2Te还原性比HI弱
D.H2TeO4的酸性比H2SO4弱
14.应用元素周期律分析下列推断,其中正确说法的个数为(　　)
①Ra是第七周期ⅡA族的元素,推测Ra(OH)2碱性比Ba(OH)2强
②85号砹(At)是ⅥA族元素,其气态氢化物的热稳定性强于HCl
③硒(Se)与氧同主族,其最高价氧化物对应的水化物的酸性比硫酸弱
④第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性
⑤Sb是第五周期ⅤA族的元素,推测NH3比SbH3稳定
⑥第三周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性随原子序数的增大而增加
⑦Cl的核电荷数比Al大,推测Cl的原子半径比Al的原子半径大
⑧Cs的原子半径大于Na的原子半径,推测Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
A.3 B.4 C.5 D.6
15.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,Y的最高价氧化物对应的水化物是短周期元素中碱性最强的,Z是地壳中含量最高的金属元素,X和W同主族,W的最高化合价与最低化合价的代数和为4。下列说法错误的是(　　)
A.气态氢化物的热稳定性:X>W
B.简单离子半径由小到大的顺序:r(X)C.Z的最高价氧化物对应的水化物能与强碱反应
D.X与W可形成至少两种二元化合物
16.海水中的X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的位置如图所示,元素X最高化合价与最低化合价的代数和为0。
X Y
Z W
下列有关说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(X)B.元素X的非金属性比Y的强
C.元素Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱
D.元素Z最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强
17.月球表面的“土壤”中含有的W、X、Y、Z元素是原子序数依次增大的短周期主族元素,其中X、Y、Z为相邻的同周期元素,四种元素的最外层电子数均不相同且和为15。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径由大到小的顺序为X>Y>Z>W
B.金属性由强到弱的顺序为Z>Y>X
C.Y的氧化物既可以与强酸反应又可以与强碱反应
D.Z的最高价氧化物对应的水化物属于弱酸
18.元素周期表体现了元素“位—构—性”的关系,如图是元素周期表的一部分,回答下列问题。
(1)Ge位于元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线处,其最高化合价为　　 　　,可作　　　　　　材料使用;Bi的最高价氧化物为　　　　　(填化学式,下同);I的最高价氧化物对应的水化物为　　　　。
(2)图中元素中,失电子能力最强的元素是　　　　　,非金属性最强的元素是　　　　。
(3)根据元素周期律等有关知识,推断:
①阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是　　　　　　。
②N3-、O2-、Al3+、S2-四种离子半径由大到小的顺序:　　　　　　　　　　　(用离子符号表示)。
③H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序:　 。
(2)Tl　F
(3)①HF　②S2->N3->O2->Al3+　③H2SO4>H2SeO4>H3AsO4
(2)图中元素中,失电子能力最强的元素是Tl,非金属性最强的元素是F。
(3)①同一主族,从上到下元素的非金属性逐渐减弱,非金属性越强,元素对应的氢化物越稳定,阴影部分元素对应的氢化物中最稳定的是HF。
②电子层数多的离子半径大,电子层数相同的离子,核电荷数越大半径越小,N3-、O2-、Al3+、S2-四种离子半径由大到小的顺序为S2->N3->O2->Al3+。
③元素非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性S>Se>As,H3AsO4、H2SeO4、H2SO4的酸性由强到弱的顺序为H2SO4>H2SeO4>H3AsO4。
19.Ⅰ.如图为元素周期表的一部分,请参照元素 ①～⑧在周期表中的位置,回答下列问题。
(1)③、④、⑤的原子半径由大到小的顺序为　　　　　　　　(用元素符号表示)。
(2)②、③、⑦的最高价氧化物对应的水化物的酸性由强到弱的顺序是　　　　　　　　　　　　　　　 (用化学式表示)。
(3)写出⑥的单质与NaOH溶液反应的离子方程式: 　　　　　　。
Ⅱ.如图是部分短周期元素的单质及其化合物(或其溶液)的转化关系。已知B、C、D是非金属单质,且在常温常压下都是气体,D常用于自来水的杀菌、消毒;化合物G的焰色反应呈黄色,化合物F通常状况下呈气态。
(1)A对应元素在周期表中的位置:　　　　　　　　　　;B、C、D所含元素按1∶1∶1组成的化合物为　　　　　　(填化学式)。
(2)D溶于水时发生反应的离子方程式为 　, G和F的水溶液反应的离子方程式为 　。
(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3　
(3)2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑　
Ⅱ.(1)第三周期ⅠA族　HClO
(2)Cl2+H2OH++Cl-+HClO　C+2H+CO2↑+H2O
(1)电子层数越多原子半径越大,所以钠的原子半径大于氮和氧的原子半径,氮和氧处于同一周期,从左至右,原子半径逐渐减小,故③、④、⑤的原子半径由大到小的顺序为Na>N>O。
(2)元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,②、③、⑦的非金属性N>C>Si,则最高价氧化物对应的水化物的酸性由强到弱的顺序是HNO3>H2CO3>H2SiO3。
(3)⑥的单质与NaOH溶液反应的离子方程式为 2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑。
Ⅱ.B、C、D所含元素为短周期元素,常温常压下都是气体,D常用于自来水的杀菌、消毒,所以D是氯气,化合物G的焰色反应呈黄色,结合图示关系可知A是钠,B、C分别为氧气和氢气,G和F分别为Na2CO3和HCl,因此推得A对应元素在周期表中的位置为第三周期ⅠA族,B、C、D所含元素按1∶1∶1组成的化合物为HClO。课程标准要求 学科核心素养
1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。了解原子核外电子的排布。结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯,以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和同主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。 2.认识构成物质的微粒之间存在相互作用,结合典型实例认识离子键和共价键的形成,建立化学键概念。知道分子存在一定的空间结构。认识化学键的断裂和形成是化学反应中物质变化的实质及能量变化的主要原因。 3.知道有机化合物存在同分异构现象,无机物中存在同素异形现象。 1.证据推理与模型认知:通过原子结构、元素周期表、元素周期律的学习,体会位、构、性的关系,并能据此进行相关的推断,培养证据推理与模型认知素养。 2.科学探究与创新意识:通过探究第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯性质的递变规律,碱金属和卤族元素性质的递变规律实验,培养科学探究与创新意识素养。 3.宏观辨识与微观探析:通过构成物质的微粒之间存在相互作用力,认识离子键、共价键及分子间作用力的存在。通过同素异形体及同分异构体的存在,培养宏观辨识与微观探析素养。
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
[学习目标]　1.通过对1～18号元素性质的学习,掌握原子核外电子排布规律,掌握原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.通过学习钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯有关数据和实验事实,认识元素性质呈周期性变化的规律,认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果,认识元素周期律并了解其实质。
学习任务一　原子核外电子排布　原子半径的变化规律
1.原子序数
(1)概念:按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫作原子序数。
(2)等量关系:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
2.原子结构变化规律
(1)最外层电子数的变化规律。
结论:核电荷数为1～18号元素的原子,随着核电荷数的递增,除H、He外,元素原子最外层电子数重复出现 1～8的周期性变化。
(2)原子半径的变化规律。
3～9号 元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
原子半 径/pm 152 111 88 77 70 66 64
变化 趋势 逐渐变小
11～17 号元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
原子半 径/pm 186 160 143 117 110 104 99
变化 趋势 逐渐变小
结论:3～9号元素及11～17号元素随着核电荷数的递增,元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
[示例] 比较下列微粒半径的大小(填“>”或“<”)。
C　　　　Na;B　　　　N;
Si　　　　S;O　　　　S。
【答案】 <　>　>　<
图示法可以更加直观地表现原子性质的变化规律,如图显示的是1～18号元素的原子结构示意图、最外层电子数变化图和3～9号、11～17号元素的原子半径变化图。
图甲　1～18号元素原子的结构示意图
图乙　1～18号元素原子最外层电子数变化图
图丙　3～9号、11～17号元素原子半径变化图
探究　原子核外电子排布、原子半径的变化规律
问题1:总结1～18号元素的原子核外电子排布的规律。
提示:1～2号元素,一个电子层,最外层电子数1→2;3～10号元素,两个电子层,最外层电子数1→8;11～18号元素,三个电子层,最外层电子数 1→8。
问题2:3～9号、11～17号元素的原子半径有什么变化规律
提示:3～9号元素的原子半径随核电荷数增多逐渐减小,11～17号元素的原子半径随核电荷数增多逐渐减小。
问题3:影响元素的原子半径大小的因素有哪些
提示:核电荷数和电子层数。
问题4:结合图甲和图丙思考,随核电荷数增多原子半径逐渐减小的原因是什么
提示:同周期元素原子的电子层数相同,核电荷数增多,即原子核所带正电荷增多,原子核对核外电子吸引力增大,原子半径减小。
1.下列元素中原子半径最大的是(　　)
A.硅 B.磷 C.硫 D.氯
【答案】 A
【解析】 硅、磷、硫、氯为同周期元素,同周期元素从左到右,原子半径依次减小,则原子半径最大的是硅,故选A。
2.已知下列原子的半径:
原子 N S O Si
半径r/(×10-10 m) 0.70 1.04 0.66 1.17
根据以上数据,磷原子的半径可能是(　　)
A.1.10×10-10 m B.0.80×10-10 m
C.1.20×10-10 m D.0.70×10-10 m
【答案】 A
【解析】 根据原子半径的变化规律可知,r(Si)>r(P)>r(S),故选A。
3.下列四种微粒中,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
【答案】 C
【解析】 ①为S,②为Cl,③为S2-,④为F。①②电子层数相同,比较核电荷数,核电荷数越大,半径越小,故原子半径S>Cl;①③核电荷数相同,比较核外电子数,核外电子数越多,半径越大,故微粒半径S2->S;②④比较电子层数,电子层数越多,半径越大,故原子半径Cl>F,则微粒半径S2-(③)>S(①)>Cl(②)>F(④)。
三看法比较微粒半径大小
(1)电子层数:一般电子层数越多,半径越大,如Na>Li、Na>Na+。
(2)核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
(3)核外电子数:当电子层数与核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大,如Cl->Cl。
学习任务二　元素化合价的变化规律
1.元素主要化合价
1～18号元素最高化合价和最低化合价:
1～9号 元素 H He Li Be B C N O F
最高和最 低化合价 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10～18号 元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最 低化合价 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
2.元素主要化合价变化规律
原子序数 主要化合价
1→2 +1→0
3→9 最高化合价:+1→+5(不含O、F); 最低化合价:-4→-1
11→17 最高化合价:+1→+7; 最低化合价:-4→-1
(1)随着原子序数的递增,元素的最高化合价由+1递增到+7(O、F除外),元素的最低化合价由-4递增到-1。
(2)元素最高化合价=最外层电子数(O、F除外)。
3.元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因
随着核电荷数的递增,原子的最外层电子排布呈周期性变化。
图示法可以更加直观地表现出元素相关性质的变化规律,如图甲、图乙分别是1～18号元素原子的结构示意图和元素主要化合价变化图。
图甲
图乙
探究　1～18号元素主要化合价变化规律
问题1:Li→F元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
提示:Li→F元素最高化合价由+1→+5,O无最高化合价,F无正化合价;最低化合价从C开始由-4→-1。
问题2:Na→Cl元素最高化合价有什么变化规律 最低化合价呢
提示:Na→Cl元素最高化合价由+1→+7;最低化合价从Si开始由-4→-1。
问题3:结合原子结构示意图分析元素的最高化合价、最低化合价与原子结构有何联系。
提示:元素的最高化合价等于最外层电子数(O、F除外);最低化合价等于最外层达8电子稳定结构得到的电子数。
元素主要化合价的确定方法
(1)最高化合价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低化合价=最高化合价-8(H、O、F除外)。
(3)H的最高化合价为+1,最低化合价为-1;氧无最高化合价;F无正化合价。
1.下列图像中能表示11～17号元素最高化合价(Y)随元素核电荷数(Z)变化关系的是(　　)
A B C D
【答案】 C
【解析】 根据元素周期律可知,第三周期元素的最高化合价从左到右逐渐升高,即随元素核电荷数增大,最高化合价从+1价逐渐升高到+7价,符合该变化的图像为C。
2.某元素的原子L层电子数比M层电子数多5,且M层电子数大于0,该元素的最高化合价为(　　)
A.+3 B.+4
C.+5 D.+6
【答案】 A
【解析】 根据原子核外电子的排布规律可知,该元素是铝元素,最高化合价为+3,故选A。
3.元素的原子结构决定其性质。下列说法正确的是(　　)
A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B.原子序数为17的元素的最高化合价为+7
C.C、N、O三种元素的最高化合价分别是+4、+5、+6
D.随着元素原子序数的递增,主族元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-7到-1重复
出现
【答案】 B
【解析】 元素原子的最外层电子数不一定等于元素的最高化合价,如F没有正化合价,A错误;O无最高化合价,C错误;随着元素原子序数的递增,主族元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-4到-1重复出现,但第一、二周期不符合此规律,D错误。
学习任务三　元素金属性、非金属性的递变规律
一、元素的金属性递变规律
1.判断元素金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生,元素原子的失电子能力越强,元素的金属性越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说,碱性越强,元素原子失电子的能力越强,元素的金属性越强。
2.钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容 实验现象及化学(离子)方程式 实验结论
将一小块钠放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的小烧杯中 常温下,反应剧烈,酚酞溶液变红色 金属元素原子失电子的能力,即金属性:Na>Mg>Al
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有滴加酚酞溶液的冷水的试管中,然后加热试管 (1)镁与水:常温下,没有明显的变化;加热,反应缓慢,酚酞溶液变浅红色,化学方程式为Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑。 (2)铝与冷水、热水:看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管中 (1)镁与稀盐酸:反应剧烈,生成大量气体,离子方程式为Mg+2H+Mg2++H2↑。 (2)铝与稀盐酸:反应较剧烈,生成大量气体,离子方程式为2Al+6H+2Al3++3H2↑
3.NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱实验探究
实验操作
沉淀溶 解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相关反应 的化学 方程式 Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH)4] Mg(OH)2+2HCl MgCl2+2H2O —
实验结论 NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,三者的碱性依次减弱
4.结论
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱。
二、元素的非金属性递变规律
1.判断元素非金属性强弱的方法
(1)比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的热稳定性。一般来说,反应越容易进行,生成的气态氢化物越稳定,元素原子得电子的能力越强,非金属性越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说,酸性越强,元素原子得电子的能力越强,非金属性越强。
2.Si、P、S、Cl的非金属性强弱比较
项目 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物 化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧化物 对应的水化物 化学式 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强的无机含氧酸
结论 按硅、磷、硫、氯元素的顺序,随着核电荷数增加,气态氢化物越来越稳定,最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越强,非金属性逐渐增强
解释 当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外),原子得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强
三、元素周期律
1.概念:随着核电荷数的递增,元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
2.实质:元素原子核外电子排布随着核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
根据下列图表思考:
表1
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, 与酸剧烈反应 与水不反应, 与酸缓慢 反应
表2
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2 的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或 点燃时 发生爆 炸而化 合　　
气态氢化物 的热稳定性 SiH4 不稳定 PH3 不稳定 H2S 受热 分解 HCl 稳定
表3
元素 化学式 酸碱性强弱
11Na NaOH 强碱
12Mg Mg(OH)2 中强碱
13Al Al(OH)3 两性氢氧化物
14Si H2SiO3 弱酸
15P H3PO4 中强酸
16S H2SO4 强酸
17Cl HClO4 酸性更强
探究　元素金属性、非金属性强弱的判断
问题1:什么是元素的金属性、非金属性
提示:①金属性为元素原子失电子的能力,金属性越强,越易失电子,金属性的强弱只与元素原子失电子的能力有关,与失电子的数目无关;②非金属性为元素原子得电子的能力,非金属性越强,越易得电子,非金属性的强弱只与元素原子得电子的能力有关,与得电子的数目无关。
问题2:可以通过哪些性质比较金属性
提示:金属性可以通过金属与水或酸反应的难易比较,越容易则金属性越强;还可以通过最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较,碱性越强金属性越强。
问题3:可以通过哪些性质比较非金属性
提示:非金属性可以通过单质与H2化合的难易程度或最简单气态氢化物的热稳定性比较,与H2化合越容易,最简单气态氢化物越稳定,非金属性越强;还可以通过最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,非金属性越强。
问题4:据所给图表总结11～17号元素性质递变规律。
提示:11～17号元素,随着原子序数增大,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
问题5:从原子结构角度解释11～17号元素性质递变的原因。
提示:11～17号元素,原子电子层数相同,从左至右随核电荷数增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子吸引力逐渐增强,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。
元素金属性、非金属性强弱的判断
1.从原子结构判断
(1)电子层数相同时,核电荷数越大,元素的金属性越弱,非金属性越强。
(2)最外层电子数相同时,电子层数越多,元素的金属性越强,非金属性越弱。
2.从元素单质及其化合物的性质判断
题点一　元素金属性的判断
1.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　)
A.根据金属元素原子失去电子的数目来判断,失去电子较多的金属性较强
B.用Na置换MgCl2溶液中的Mg来验证钠元素的金属性强于镁元素的
C.Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,可说明元素金属性:Al>Mg
D.碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
【答案】 D
【解析】 根据金属元素原子失去电子的难易程度来判断元素金属性的强弱,金属元素原子越容易失去电子,金属性越强,与失去电子的数目没有必然联系,A错误;Na与MgCl2溶液中的水反应生成NaOH,不能置换出Mg,B错误;不能根据金属与碱溶液的反应来判断相应元素金属性的强弱,C错误;可以根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较元素金属性的强弱,D正确。
2.下列叙述肯定能说明金属A比金属B的活动性强的是(　　)
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.常温时,A能从酸中置换出氢,而B不能
C.1 mol A从酸中置换生成的H2比1 mol B从酸中置换生成的H2多
D.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
【答案】 B
【解析】 比较金属的活动性不能根据原子最外层电子数的多少,如Li的最外层电子数比Ca的少,但Li不如Ca活泼,A错误;常温时,A能从酸中置换出氢,而B不能,可说明A比B活泼,B正确;物质的量相同的金属与足量的酸反应产生氢气的多少取决于金属失去电子的多少,与金属的活动性无关,如金属活动性Al3.(1)研究表明26Al可以衰变为26Mg,可以比较这两种元素金属性强弱的方法是
(填字母,下同)。
a.比较这两种元素的单质的硬度和熔点
b.Mg(OH)2属于中强碱,Al(OH)3属于两性氢氧化物
c.将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用,并滴入酚酞溶液
d.将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用
(2)某同学认为铝有一定的非金属性,下列化学反应中,你认为能支持该同学观点的是　　　　。
a.铝片与盐酸反应放出氢气
b.氢氧化铝溶于强碱溶液
c.氢氧化铝溶于强酸溶液
【答案】 (1)bc　(2)b
【解析】 (1)比较金属性强弱,可以比较最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱,或与水反应产生氢气的快慢,故b、c正确。
(2)典型的金属元素的氢氧化物只能与酸反应,而Al(OH)3既能与酸反应又能与强碱反应,故选b。
题点二　元素非金属性的判断
4.下列比较元素的非金属性强弱的方法不正确的是(　　)
A.比较Cl、Br的非金属性:将Cl2和Br2分别在一定条件下与氢气反应
B.比较C和Si的非金属性:将CH4和SiH4加热分解
C.比较N和S的非金属性:测定HNO3和H2SO4溶液的酸性
D.比较S和Cl的非金属性:将氯气和H2S混合反应
【答案】 C
【解析】 HNO3和H2SO4都是强酸,在现有条件下无法比较它们的酸性。
5.可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是(　　)
①HCl的溶解度比H2S的大
②HClO的氧化性比H2SO4的强
③HClO4的酸性比H2SO4的强
④HCl比H2S稳定
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有 6个电子
⑥Cl2能与铁反应生成FeCl3,硫与铁反应生成FeS
⑦Cl2可以从H2S溶液中置换出S
⑧同浓度的HCl和H2S的水溶液,前者酸性强
⑨HCl(或Cl-)的还原性比H2S(或S2-)的弱
A.①②③④⑤⑨ B.③④⑥⑦⑧
C.①②⑤⑥⑦⑨ D.③④⑥⑦⑨
【答案】 D
【解析】 ①溶解度与元素的非金属性没有直接关系。②应该用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来比较元素非金属性的强弱。⑤元素原子得电子能力的强弱不仅与原子最外层电子数有关,还与电子层数等有关。⑧不能根据无氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱。最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱、气态氢化物的热稳定性、非金属单质的氧化性及单质间的置换反应能说明元素非金属性的强弱,不同非金属单质与同一种变价金属反应后金属价态越高,非金属元素原子得电子能力越强,元素的非金属性越强,③④⑥⑦能说明氯的非金属性强于硫的。非金属元素阴离子或氢化物的还原性越强,说明越易失电子,则对应的非金属元素原子得电子能力越弱,⑨能证明氯原子的得电子能力强于硫的,则氯的非金属性强于硫的。
1.金属性是指金属原子失电子的能力;金属活动性是指单质在水溶液中,金属原子失去电子生成金属阳离子的倾向。两者顺序基本一致,仅极少数例外。如金属性Pb>Sn,而金属活动性Sn>Pb。
2.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多少。
3.根据元素的氧化物对应的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,必须是其最高价氧化物对应的水化物。不能根据无氧酸或低价含氧酸的酸性强弱判断元素的非金属性强弱。如盐酸的酸性强于碳酸的,但不能说明氯的非金属性强于碳的。
题点三　元素周期律
6.元素周期律的实质是(　　)
A.原子半径的周期性变化
B.元素主要化合价的周期性变化
C.原子序数的递增
D.核外电子排布的周期性变化
【答案】 D
【解析】 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布的周期性变化的结果,因此元素周期律的实质是核外电子排布的周期性变化,故D符合题意。
7.关于元素Na、Mg、S、Cl,下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(Na)B.元素最高化合价:MgC.碱性:NaOHD.热稳定性:H2S>HCl
【答案】 B
【解析】 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外),故原子半径r(Na)>r(S),A错误;一般情况下,主族元素最高化合价等于其原子最外层电子数(O、F除外),Mg的最高化合价为+2,Cl的最高化合价为+7,元素最高化合价为MgMg(OH)2,C错误;同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,气态氢化物的热稳定性逐渐增强,故热稳定性H2S8.下列性质的比较,不能用元素周期律解释的是(　　)
A.酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3
B.碱性:KOH>NaOH>LiOH
C.热稳定性:H2O>H2S>PH3
D.非金属性:F>O>N
【答案】 A
【解析】 同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强,则酸性 HClO4>H2SO4>H2SiO3,A错误;同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强,故碱性KOH>NaOH>LiOH,B正确;非金属性越强,气态氢化物的热稳定性越强,非金属性O>S>P,故热稳定性H2O>H2S>PH3,C正确;同周期从左到右元素非金属性依次增强,则非金属性 F>O>N,D正确。
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命题解密与解题指导
情境解读:本题以短周期主族元素为考查内容,以核外电子排布、原子半径、单质的性质为背景,考查元素推断、原子(离子)结构示意图、化学式及非金属性强弱的判断。
素养立意:通过核外电子排布、原子半径、单质的性质推导元素名称,考查证据推理与模型认知素养。设计实验证明非金属性强弱,考查科学探究与创新意识素养。
解题路径:由核外电子排布、原子半径、单质的性质,先推导出元素名称,再利用所学知识书写原子(离子)结构示意图、最高价含氧酸、化学方程式及设计实验证明非金属性强弱。]
　背景材料
六种短周期主族元素A、B、C、D、E、F的原子序数依次增大。元素周期表中A的原子半径最小。B原子的最外层电子数是内层电子数的两倍。C为地壳中含量最多的元素。在短周期主族元素中D的原子半径最大,D的单质燃烧时呈现黄色火焰。D的单质在加热条件下与C的单质充分反应,可以得到与E的单质颜色相同的淡黄色固态化合物。D与F形成的化合物DF是常用的调味品。
试根据以上叙述回答下列问题。
(1)元素名称:A　　　　　、B　　　　　、C　 、 D　　　　　。
(2)E的最高价氧化物对应的水化物的化学式是　　　　　　　。
(3)F离子的结构示意图:　　　　　　　　　　　　。
(4)A、B组成的最简单化合物的名称是　　　　。
(5)C、D按原子个数比1∶1组成的一种化合物与水发生反应的化学方程式为
　　　　　　　　　　　　　　　。
(6)能说明E的非金属性比F的非金属性　　　　(填“强”或“弱”)的事实是　　　　　　　　　　　　　　　　　　(举一例)。
【答案】 (1)氢　碳　氧　钠　 (2)H2SO4　(3)　(4)甲烷　(5)2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑　(6)弱　高氯酸的酸性强于硫酸的(合理即可)
【解析】 根据“A的原子半径最小”知A为氢元素,根据“C为地壳中含量最多的元素”知C为氧元素,B为第二周期元素,为碳元素,根据“在短周期主族元素中D的原子半径最大”知D为钠元素,Na在O2中燃烧生成的Na2O2为淡黄色固体,所以E为硫元素,根据“D与F形成的化合物DF是常用的调味品”知DF为NaCl,则F为氯元素。
课时作业
对点训练
知识点一　原子核外电子排布　原子半径的变化规律
1.下列离子半径最小的是(　　)
A.Mg2+ B.Al3+ C.O2- D.F-
【答案】 B
【解析】 电子层结构相同时,核电荷数越大,离子半径越小,故离子半径O2->F->Mg2+>Al3+,则Al3+半径最小,故选B。
2.已知短周期元素A、B、C、D的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。则下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径:A>B>D>C
B.原子序数:d>c>b>a
C.原子的最外层电子数:C>D>A>B
D.离子半径:C3->D->B+>A2+
【答案】 D
【解析】 根据题意可推知A为Mg,B为Na,C为N,D为F。原子半径Na>Mg>N>F,A错误;原子序数Mg>Na>F>N,B错误;原子的最外层电子数F>N>Mg>Na,C错误;四种离子的电子层结构相同,核电荷数越大,离子半径越小,离子半径N3->F->Na+>Mg2+,D正确。
3.所有元素(除稀有气体元素外)中,原子半径最小的是H,其次是F。下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+
C.NaD.F>O>N>C
【答案】 B
【解析】 核外电子排布相同,核电荷数越大,离子半径越小,离子半径大小为O2->Na+>Mg2+>Al3+,A错误;S2-和Cl-、Na+和Al3+的核外电子排布相同,离子半径大小取决于核电荷数,S2-和Cl-比Na+和Al3+多一个电子层,离子半径大小为S2->Cl->Na+>Al3+,B正确;电子层数相同,核电荷数越大,原子半径越小,原子半径大小为Na>Mg>Al>Si,C错误;C、N、O、F原子半径逐渐减小,D错误。
知识点二　元素化合价的变化规律
4.某元素的气态氢化物化学式为H2R,此元素最高价氧化物对应的水化物的化学式可能为(　　)
A.H2RO3 B.H2RO4
C.HRO3 D.H3RO4
【答案】 B
【解析】 由H2R知R元素最低化合价为-2,则最高化合价为+6,故最高价氧化物对应的水化物的化学式可能为H2RO4。
5.以下有关元素化合价的说法不正确的是(　　)
A.元素的化合价主要取决于元素原子的最外层电子数
B.非金属元素的最高化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数
C.稀有气体元素化学性质很不活泼,很难与其他物质反应,通常把它们的化合价看作零
D.第二、三周期元素的化合价都是最高化合价从+1→+7,最低化合价从-4→-1
【答案】 D
【解析】 第二周期的氧元素无最高化合价,氟元素无正化合价。
6.下列各组元素是按最高化合价由高到低、最低化合价绝对值由低到高顺序排列的是(　　)
A.Na、Mg、Al B.F、O、N
C.N、O、F D.S、P、Si
【答案】 D
【解析】 A项中最高化合价由低到高依次排列,Na、Mg、Al无负化合价;B、C两项中O无最高化合价,F无正化合价;D项中各元素的最高化合价分别为+6、+5、+4,最低化合价绝对值分别为2、3、4,故D符合题意。
知识点三　元素金属性、非金属性的递变规律
7.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.Cl2可以从H2S溶液中置换出S,非金属性:Cl>S
B.F2比Cl2更容易与H2化合,非金属性:F>Cl
C.KOH的碱性强于NaOH,金属性:K>Na
D.H2SO3的酸性强于H2CO3,非金属性:S>C
【答案】 D
【解析】 同周期元素,原子序数越大,元素的非金属性越强,其单质置换其他非金属单质的能力越强,则元素的非金属性Cl>S,A正确;同主族元素,原子序数越小,元素的非金属性越强,相应单质与H2反应就越容易,根据F2比Cl2更容易与H2化合可知,元素的非金属性F>Cl,B正确;同主族元素,原子序数越大,元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,根据碱性KOH>NaOH可知,元素的金属性K>Na,C正确;元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,S的最高价氧化物对应的水化物是H2SO4,C的最高价氧化物对应的水化物是H2CO3,故不能根据酸性H2SO3>H2CO3,判断出元素的非金属性S>C,D错误。
8.下列实验不能达到实验目的的是(　　)
选项 实验操作 实验目的
A. Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴元素的非金属性强弱
B. MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝元素的金属性强弱
C. 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫元素的非金属性强弱
D. Fe、Cu分别与相同浓度的盐酸反应 比较铁、铜元素的金属性强弱
【答案】 B
【解析】 Cl2、Br2分别与H2反应,根据反应条件的难易程度即可判断出氯、溴元素的非金属性强弱,A不符合题意;MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3,MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀,AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀,无法比较两者的金属性强弱,B符合题意;H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物,酸性越强,非金属性越强,所以通过测定相同物质的量浓度的溶液的pH可判断C、S的非金属性强弱,C不符合题意;Fe与盐酸反应,Cu与盐酸不反应,由此可判断出Fe、Cu的金属性强弱,D不符合题意。
9.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
选项 事实 推论
A. 与冷水反应,Na比Mg剧烈 金属性: Na>Mg
B. Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2的 金属性: Ca>Mg
C. SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性: S>C
D. H2+Cl22HCl、H2+I22HI 非金属性: Cl>I
【答案】 C
【解析】 与冷水反应越剧烈,金属单质越活泼,其元素的金属性越强,A正确;最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,其元素的金属性越强,B正确;最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,其元素的非金属性越强,SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2,说明H2SO3的酸性比H2CO3的强,但H2SO3中的硫元素不是最高价态,C错误;元素的非金属性越强,其单质氧化性越强,越容易与氢气发生化合反应,D正确。
10.下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　)
A.将大理石加入稀盐酸中,能产生CO2气体,说明Cl的非金属性强于C的
B.Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度,说明S的非金属性强于Si的
C.Na与冷水反应剧烈,而Mg与冷水反应缓慢,说明Na的金属性强于Mg的
D.Fe投入CuSO4溶液中,能置换出Cu,说明Fe的金属性比Cu的强
【答案】 A
【解析】 盐酸中的溶质HCl不是氯元素的最高价氧化物对应的水化物,虽然HCl的酸性比碳酸的强,但不能作为Cl、C非金属性强弱的判断依据,A错误;单质与H2越容易化合,元素的非金属性越强,B正确;单质与水越容易反应生成碱和H2,其元素的金属性越强,C正确;较活泼的金属单质可将较不活泼的金属从它的盐溶液中置换出来,D正确。
11.电子层数相同的三种元素X、Y、Z,已知最高价氧化物对应的水化物的酸性HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断错误的是 (　　)
A.原子半径:X>Y>Z
B.气态氢化物的热稳定性:HX>H2Y>ZH3
C.非金属性:X>Y>Z
D.氢化物的还原性:HX【答案】 A
【解析】 根据题意分析可知,X、Y、Z的最高化合价分别为 +7价、+6价、+5价,非金属性X>Y>Z,原子半径XH2Y>ZH3,氢化物的还原性HX综合应用
12.Be3Al2Si6O18、MgF2、Ca5(PO4)3F 是天然绿色宝石的主要成分。下列说法错误的是(　　)
A.离子半径:r(O2-)>r(Al3+)
B.碱性:NaOH>Mg(OH)2
C.酸性:H2SiO3>H3PO4
D.热稳定性:HF>H2O
【答案】 C
【解析】 电子层数相同,质子数越大,离子半径越小,则离子半径r(O2-)>r(Al3+),故A正确;碱性 NaOH>Mg(OH)2,故B正确;同周期元素从左到右非金属性增强,最高价含氧酸的酸性增强,酸性强弱H2SiO3H2O,故D正确。
13.下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价,请判断以下叙述正确的是(　　)
元素 A B C D E
原子半 径/nm 0.160 0.143 0.111 0.104 0.066
主要化 合价 +2 +3 +2 +6、 -2 -2
A.A2+与D2-的核外电子数相等
B.B3+是其所在周期中所有常见离子中半径最小的
C.气态氢化物的热稳定性为H2ED.在相同条件下,单质与同浓度的稀盐酸反应的剧烈程度为B>A
【答案】 B
【解析】 由题意分析可知,A为Mg,B为Al,C为Be,D为S,E为O。A2+是镁离子,D2-是硫离子,它们的核外电子数分别是10和18,核外电子数不相等,A错误;B3+是Al3+,是所在周期中所有常见离子中半径最小的,B正确;同主族元素,从上到下气态氢化物的热稳定性逐渐减弱,所以热稳定性 H2SH2D,C错误;元素的金属性越强,与盐酸反应越剧烈,D错误。
14.下列有关各元素的性质递变规律错误的是(　　)
A.Na、Mg、Al金属性逐渐减弱
B.C、N、O、F的原子半径依次减小,元素的最高化合价依次升高
C.Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱
D.Si、P、S、Cl的气态氢化物的热稳定性依次增强
【答案】 B
【解析】 Na、Mg、Al金属性逐渐减弱,A正确;C、N、O、F的原子半径依次减小,F无正价,B错误;元素金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,同周期元素从左往右金属性逐渐减弱,所以Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱,C正确;元素非金属性越强,其气态氢化物越稳定,同周期元素从左往右非金属性逐渐增强,所以Si、P、S、Cl的气态氢化物的热稳定性依次增强,D正确。
15.部分前18号元素原子半径与原子序数的关系如图所示。下列说法错误的是(　　)
A.最高价氧化物对应水化物的碱性:Z>M
B.Y、R两种元素气态氢化物的热稳定性:Y>R
C.简单离子的半径:X>Z>M
D.自然界中任何一种R原子的质量数都是35.5
【答案】 D
【解析】 根据题图分析可知,X为O,Y为F,Z为Na,M为Al,R为Cl。最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH>Al(OH)3,A正确;元素非金属性越强,其气态氢化物越稳定,非金属性F>Cl,气态氢化物的热稳定性HF>HCl,B正确;离子核外电子排布相同,核电荷数越大,离子半径越小,简单离子的半径O2->Na+>Al3+,C正确;自然界中Cl有 35Cl和 37Cl 两种核素,其质量数分别为35和37,35.5是氯原子的平均相对原子质量,D错误。
16.下列判断错误的是(　　)
A.气态氢化物的热稳定性:H2O>NH3>CH4
B.原子半径:NC.酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4
D.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
【答案】 B
【解析】 非金属性O>N>C,故气态氢化物的热稳定性H2O>NH3>CH4,故A正确;电子层数相同时,核电荷数越大,原子半径越小,则原子半径的大小顺序为 N>O>F,故B错误;非金属性Cl>S>P,其最高价氧化物对应的水化物的酸性HClO4>H2SO4>H3PO4,故C正确;金属性Na>Mg>Al,其最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,故D正确。
17.(1)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数,Y为元素的有关性质)。把与下列元素的有关性质相符的曲线的字母填入相应的横线上:
①11～17号元素原子的最外层电子数:　　　　。
②F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径:　　 　　。
(2)A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18,其最高化合价依次为+1价、+4价、+5价、+7价。已知B原子的核外次外层电子数为2;A、C原子的核外次外层电子数均为8;D的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强酸。
①A、B、C、D的元素名称分别是　　　、　　　、　　　　、　　　　。
②A的离子结构示意图是　 ;
C的原子结构示意图是　 。
③B的最高价氧化物与A的氢氧化物的水溶液反应的离子方程式是
　　　　　　　　　　　　。
④C、D的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序是　　　　　　。
【答案】 (1)①c　②a　(2)①钠　碳　磷　氯
②　③CO2+2OH-C)　
④HCl>PH3
【解析】 (1)①11～17号元素原子的最外层电子数由 1→7,随着核电荷数的增大,最外层电子数逐渐增大,c符合题意。
②F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径大小顺序为F->Na+>Mg2+>Al3+,随着核电荷数的增大,离子半径逐渐减小,a符合题意。
(2)①A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18,其最高化合价依次为+1价、+4价、+5价、+7价。已知B原子的核外次外层电子数为2,则B是碳元素;A、C原子的核外次外层电子数为8,则A是钠元素,C为磷元素;D的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强酸,则D为氯元素。
③B是碳元素,最高价氧化物是二氧化碳,CO2与NaOH溶液反应的离子方程式为CO2+2OH-C+H2O或CO2+OH-HC。
④C是磷元素,D是氯元素,非金属性Cl>P,C、D的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序是HCl>PH3。
18.Ⅰ.某同学设计了如下系列实验验证元素周期律。
(1)常温下,若将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入水中,与水反应最剧烈的是　　　　,若将钠、镁、铝各1 mol分别投入足量含同浓度的稀盐酸中,　　　　与盐酸反应产生的气体最多。(填元素符号)
Ⅱ.利用如图装置可验证同主族、同周期元素非金属性的变化规律。
(2)仪器B的名称为　　　　　　,干燥管D的作用为　　　　　　。
(3)若要证明非金属性Cl>S,仪器C中装有Na2S溶液,仪器B中装有KMnO4固体,仪器A中装有浓盐酸,观察到C中出现黄色浑浊,可证明非金属性Cl　　　　(填“>”或“<”)S,C中反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。从环境保护的角度考虑,此装置缺少尾气处理装置,可用　　　　(填化学式)溶液吸收尾气。
(4)甲同学在仪器A中加盐酸,仪器B中加 CaCO3,仪器C中装有Na2SiO3溶液。观察到C中溶液　　　　　　　　(填现象),甲同学认为该实验证明非金属性 Cl>C>Si。但是乙同学认为盐酸具有挥发性,挥发的HCl可进入仪器C中干扰实验,应在两装置之间添加　　　　　　　　　　　　　溶液的洗气瓶除去HCl;丙同学认为这种改进还是不能证明非金属性Cl>C,理由是　
　。
【答案】 (1)K　Al　(2)圆底烧瓶　防倒吸
(3)>　S2-+Cl2S↓+2Cl-　NaOH
(4)产生白色沉淀　饱和NaHCO3　HCl不是氯元素最高价氧化物对应的水化物
【解析】 (1)将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入水中,由于钾的金属性最强,所以与水反应最剧烈,1 mol 钠、镁、铝分别与盐酸反应,放出氢气的物质的量分别为 0.5 mol、1 mol、1.5 mol,铝与盐酸反应产生的气体最多。
(2)由题图可知,仪器B的名称为圆底烧瓶;干燥管D的作用为防倒吸。
(3)该反应为氯气置换出硫单质的反应,根据单质置换其他非金属单质的能力越强,则元素的非金属性越强可知,元素非金属性Cl>S;装置C中氯气和硫化钠反应生成单质硫,离子方程式为S2-+Cl2S↓+2Cl-;该装置需进行尾气处理,防止有毒的氯气污染环境,可用NaOH溶液进行吸收处理。
(4)盐酸和碳酸钙反应生成二氧化碳进入硅酸钠溶液中,反应生成硅酸,硅酸为白色难溶于水的固体,故会看见白色沉淀产生;进入仪器C中的气体不仅有二氧化碳,还可能会有挥发出来的氯化氢气体,应选用饱和NaHCO3溶液除去氯化氢气体,防止其干扰实验;非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,其非金属性越强,HCl不是氯元素最高价氧化物对应的水化物,则这种改进还是不能证明非金属性Cl>C。

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