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第四章　物质结构元素周期律
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
课程标准 核心素养目标
1.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。
2．以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。 1.证据推理与模型认知：结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2．科学探究与创新意识：以第三周期元素为例，通过实验探究认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，认识元素周期律。
一、元素性质的周期性变化规律
1．原子核外电子排布的周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 的周期性变化(第一周期除外) 。
1→8
2．原子半径的周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 的周期性变化(0族除外)。第二、三周期主族元素原子半径的变化如图所示：
由大到小
3．主要化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，主族元素的最高正化合价呈现 (O、F除外)的周期性变化，最低负化合价呈现 的周期性变化(第一周期除外) 。元素主要化合价(最高正化合价、最低负化合价)与原子序数变化的关系如图所示：
＋1→＋7
－4→－1
二、第三周期元素性质的递变(教材·探究)
1．探究Na、Mg、Al金属性的强弱
(1)探究Na、Mg与水的反应
反应 Na与水的反应 Mg与水的反应
实验
操作
实验
现象 与冷水剧烈反应，有气体产生，溶液变 . 与冷水缓慢反应，加热沸腾后，镁条表面产生 ，溶液变成 .
红色
大量气泡
浅红色
原理
实验
结论 ①钠、镁都能与水反应，钠比镁更活泼；
②碱性强弱： ＞ ；
③金属性强弱： .
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
NaOH
Mg(OH)2
Na＞Mg
(2)探究Al(OH)3、Mg(OH)2的性质
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
实验
操作
沉淀
变化 ① . ② . ① . ②不溶解
逐渐溶解
逐渐溶解
逐渐溶解
反应
原理 ①
②
①Mg(OH)2＋
2HCl===
MgCl2＋2H2O —
实验
结论 Al(OH)3是 氢氧化物，既能溶于强酸又能溶于强碱 Mg(OH)2是碱，只能与酸反应，不能与碱反应
Al(OH)3＋
3HCl===
AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋
NaOH===Na[Al(OH)4]
两性
(3)得出结论
碱性：NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3；
元素的金属性：Na Mg Al。
2．Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱如下表：
＞
＞
＞
＞
元素 Si P S Cl
最高价氧化物的水化物(含氧酸)的酸性强弱 .
(硅酸)
弱酸 H3PO4
(磷酸)
中强酸 H2SO4
(硫酸)
强酸 (高氯酸)
强酸(酸性比
H2SO4的 )
结论 非金属性强弱： .
H2SiO3
HClO4
Si＜P＜S＜Cl
强
3.同周期主族元素性质的递变规律
同一周期主族元素从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，因此，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
减小
减弱
增强
减弱
增强
三、元素周期律
1．具体内容
元素的性质随着原子序数的递增而呈 的变化，这一规律叫做元素周期律。这里元素的性质包括元素的主要化合价、金属性、非金属性等。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的 周期性变化的必然结果。
周期性
核外电子排布
◆拓展延伸
主族元素原子半径递变规律
影响原子半径大小的因素有电子层数和核电荷数。
(1)电子层数：一般电子层数越多，原子半径越大。
(2)核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。
◆名师点拨
元素的主要化合价
(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)氟元素无正价，氧元素无最高正化合价。
(4)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)。
◆实验延伸
镁与水的反应
(1)镁与水的反应，观察不到产生的Mg(OH)2，可通过酚酞溶液的变色确定Mg(OH)2的生成。
(2)镁与水反应产生的氢气量较少，不易点燃。为了清楚地看到生成物产生的气泡，而不是加热时由于水沸腾而产生的气泡，应该在停止加热且水不再沸腾时立即观察。
◆名师点拨
(1)NaOH溶液与MgCl2溶液反应可生成Mg(OH)2沉淀，但不能据此证明NaOH的碱性比Mg(OH)2的强。
(2)Al(OH)3是两性氢氧化物，这说明铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。
(3)Al(OH)3只能溶于强碱(如NaOH、KOH等)溶液，不能溶于氨水等弱碱溶液。
◆拓展延伸
非金属元素形成氢化物的书写
(1)第ⅢA、ⅣA、ⅤA族元素氢化物分子式的书写，习惯上将氢元素写在后面，非金属元素写在前面，如BH3、CH4、NH3等。
(2)第ⅥA、ⅦA族元素氢化物分子式的书写，符合正价元素在前，负价元素在后的一般规律，如H2O、HCl等。
◆微辨析(对的画“√”，错的画“×”)
(1)第二周期主族元素的最高化合价从左到右依次增大(　　　)
(2)短周期元素中金属性最强的元素是Na，非金属性最强的元素是F
(　 　)
(3)由氯元素非金属性比硫元素强，可推测酸性：HCl＞H2S(　　　)
(4)Li的金属性强于Be，则碱性：LiOH＞Be(OH)2(　　　)
(5)元素的非金属性越强，其氧化物的水化物的酸性就越强(　　　)
　×
√
　×
√
　×
探究一 元素周期表中主族元素性质的递变规律
元素周期表中第ⅣA～ⅦA族元素及其化合物在生产、生活中有着重要的应用，N、P、F、Cl等元素可用于制造农药，Si、Ge、As用于生产半导体材料等。右栏图所示是第ⅣA～ⅦA族部分元素在元素周期表中的位置关系。
[问题设计]
(1)根据元素周期表中元素性质的递变规律判断(填“＞”或“＜”)。
①原子半径：Si________P________O________F。②气态氢化物的稳定性：PH3________NH3________HF。
提示：①＞　＞　 ＞　②＜　＜
(2)根据元素周期表中元素性质的递变规律判断(填“＞”或“＜”)。
①最高价氧化物对应的水化物的酸性：H2SeO4________H2SO4________HClO4。
②单质的氧化性：F2________O2________S。
③阴离子的还原性：As3-________Se2-________S2-。
提示：①＜　＜　 ②＞　＞　③＞　＞
元素周期表中原子结构与元素性质的
周期性变化规律
变化 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增加 逐渐增加
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
变化 同周期(左→右) 同主族(上→下)
元素
性质 主要化合价 最高正化合价＋1→＋7(O、F除外)；最低负化合价＝
－(8－主族序数)(H、B除外) 相同，且最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
离子的氧化性和还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强
变化 同周期(左→右) 同主族(上→下)
元素
性质 气态氢
化物的
稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧
化物对应
的水化物
的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
[例1] W、X、Y、Z均为短周期元素且原子序数依次增大，元素X和Z同族。某黄绿色气体与冷烧碱溶液反应可得YZW的溶液，该溶液可作漂白液。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径为WB．X的氢化物的稳定性弱于Z
C．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性强于Z
D．W的非金属性弱于X
D
某黄绿色气体与冷烧碱溶液反应可得YZW的溶液，即氯气与氢氧化钠溶液反应，该溶液可作漂白液，则为NaClO，W、X、Y、Z均为短周期元素且原子序数依次增大，故W为O，Z为Cl，Y为Na，元素X和Z同族，故X为F。同周期元素从左到右原子半径减小，故原子半径大小为O>F，A错误；非金属性强弱为F>Cl，故氢化物稳定性强弱为HF>HCl，B错误；F无正价，最高价为0，因此F没有最高价氧化物的水化物，C错误；同周期元素从左到右非金属性增强，故O的非金属性弱于F，D正确。
解析：
1．根据元素周期律判断，下列说法不正确的是(　　)
A．Mg失电子能力比Ca弱
B．K与水反应比Mg与水反应剧烈
C．HCl的稳定性强于HBr
D．H2SO4的酸性强于HClO4
D
解析：
元素的金属性越强，其单质的还原性越强，失电子的能力越强，金属性Ca＞Mg，即Mg失电子能力比Ca弱，A正确；元素的金属性越强，其单质与水的反应越剧烈，金属性K＞Mg，即K与水反应比Mg与水反应剧烈，B正确；同主族从上至下，元素的非金属性逐渐减弱，非金属性Cl>Br，所以HCl的稳定性强于HBr，C正确；非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，非金属性Cl>S，所以HClO4的酸性强于H2SO4，D错误。
探究二 原子(或离子)半径的大小比较
原子半径的大小取决于两个因素：一是电子层数，电子层数越多，原子半径越大；二是核电荷数，核电荷数越大，原子半径越小。元素周期表中部分主族元素的原子半径如下图所示。
[问题设计]
(1)结合图中信息，比较B、C、O、N，F、O、S、As原子半径的大小。
提示：原子半径大小为B＞C＞N＞O；F＜O＜S＜As。
(2)比较Cl－和Na＋、Na＋和Mg2+离子半径的大小，并描述判断理由。
提示：离子半径大小为Cl－＞Na＋、Na＋＞Mg2+。Cl－比Na＋多一个电子层，则Cl－半径大于Na＋；Na＋和Mg2+的电子层数相同，Mg2+的核电荷数比Na＋大，则Na＋半径大于Mg2+。
依据“四同”规律比较原子(或离子)半径的大小
同周期 序大
径小 同周期元素的原子半径、最高价阳离子半径、简单阴离子半径从左至右逐渐减小(稀有气体元素除外)，如 Na>Mg>Al>Si；Na＋>Mg2+>Al3+；N3->O2->F－
同主族 序大
径小 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大，如Li同元素 价高
径小 同一元素的不同价态的离子半径，价态越高半径越小，如Fe>Fe2+>Fe3+
同结构 序大
径小 电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如F－>Na＋>Mg2+>Al3+
[例2] 根据以下数据，磷原子的半径可能是(　　)
B
原子 N S O Si
半径/nm 0.075 0.102 0.074 0.117
A.0.080 nm B．0.110 nm C．0.120 nm D．0.070 nm
P与N同主族，半径大于0.075 nm，与Si和S处于同一周期，半径介于0.102 nm和0.117 nm之间，B正确。
解析：
2.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表。
元素代号 X Y Z W
原子半径/pm 160 143 75 74
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋5、－3 －2
下列叙述正确的是( 　　)
A．X、Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性：XB．简单离子的半径：ZC．Y与W形成的化合物既能与强酸反应又能与强碱反应
D．W与Z分别与氢气化合的难易程度：Z>W
C
解析：
W的化合价为－2，没有最高正化合价，W为氧元素；Z元素化合价为＋5、－3，Z 处于第ⅤA 族，原子半径与氧元素相差不大，则 Z 与氧元素处于同一周期，则Z为氮元素； X化合价为＋2，应处于元素周期表第 ⅡA 族，Y 的化合价为＋3，应为第ⅢA族元素，二者原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，由于 X、 Y 的原子半径与W、Z原子半径相差很大，则 X、Y 应在第三周期，所以 X 为镁元素，Y 为铝元素，以此分析解答。X是Mg、Y是Al，金属性的强弱为Mg＞Al，最高价氧化物对应的水化物的碱性的强弱为Mg(OH)2> Al(OH)3，A错误；
解析：
W为O、Z为N、X是Mg、Y是Al，四种元素对应的简单离子的核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，则简单离子的半径大小为N3->O2->Mg2+>Al3+，B错误；Y与W形成的化合物为Al2O3，是两性氧化物，既能与强酸反应又能与强碱反应，C正确；非金属性的强弱为O>N，所以O2与氢气化合更加容易，D错误。
探究三 元素的金属性和非金属性的强弱比较
某公司发生一起硫化氢中毒事故，造成3人死亡、1人受伤。据初步调查，事故直接原因是违规使用盛放过硫酸且未清洗的桶盛装(NH4)2S废水，桶内残留的硫酸与(NH4)2S反应产生了H2S气体。
[问题设计]
试写出材料中提到的反应的化学方程式：____________________。
据此得出酸性：H2SO4____________(填“＞”或“＜”)H2S。
提示：(NH4)2S＋H2SO4===H2S↑＋(NH4)2SO4　＞
(2)结合硫、氯元素在元素周期表中的位置，以下能说明S的非金属性比Cl弱的是____________(填序号)。
A．相同条件下，H2S的酸性比HCl弱
B．H2S在500 ℃左右分解，HCl在1 500 ℃以上发生分解
C．相同条件下，H2SO4的酸性比HClO4的弱
D．相同条件下，H2S的溶解度小于HCl
提示：B、C　
一般情况下，元素的非金属性越弱，对应氢化物的稳定性越弱，最高价含氧酸的酸性越弱。氢化物的酸性及溶解性等与元素的非金属性无关。
解析：
(1)判断元素金属性强弱的方法
项目 判断依据 基本规律
元素
金属
性强
弱的
判断 单质
的还
原性 单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越容易(即反应越剧烈)，表明单质对应的元素金属性越强
金属单质之间的置换反应 一种金属能把另一种金属从它的化合物中置换出来，表明前一种金属元素的金属性较强
项目 判断依据 基本规律
元素
金属
性强
弱的
判断 单质
的还
原性 与同一种非金属单质反应
在其他条件相同的前提下，反应条件越苛刻，金属元素的金属性越弱；反应越剧烈，金属元素的金属性越强
金属阳离子的氧化性 金属阳离子(该金属只有一种阳离子)的氧化性越弱，其对应的金属元素的金属性越强
项目 判断依据 基本规律
元素
金属
性强
弱的
判断 最高价氧化物对应的水化物的碱性 最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强
元素在元素周期表中的位置 同一周期元素从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强
(2)判断元素非金属性强弱的方法
项目 判断依据 基本规律
元素
非金属性强弱的判断 单质
的氧
化性 单质与氢气化合的难易程度 非金属单质与氢气化合越容易，元素的非金属性越强
非金属单质之间的置换反应 一种非金属单质能把另一种非金属元素从它的化合物中置换出来，表明前一种元素的非金属性较强
项目 判断依据 基本规律
元素
非金属性强弱的判断 单质
的氧
化性 与同一种金属单质反应 在其他条件相同时，反应条件越苛刻，元素的非金属性越弱；反应越剧烈，元素的非金属性越强
与同种变价金属的反应 金属被氧化后的价态越高，则元素的非金属性越强
项目 判断依据 基本规律
元素
非金属性强弱的判断 气态氢化物的稳定性 气态氢化物的稳定性越强，元素的非金属性越强
气态氢化物或非金属阴离子的还原性 气态氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强
最高价氧化物对应的水化物的酸性 最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强
元素在元素周期表中的位置 同一周期元素从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱
[例3] 根据表中的事实无法得出的推论是(　　)
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 金属性：Ca＞Mg
C H2SO3的酸性比H2CO3强 非金属性：S＞C
D HCl的热稳定性比H2S强 非金属性：Cl＞S
C
金属单质与水反应越剧烈，说明单质越活泼，元素的金属性就越强，则金属性的强弱为Na＞Mg，A正确；最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强，则金属性的强弱为Ca＞Mg，B正确；最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，但H2SO3中硫元素显＋4价，不是S的最高价，不能据此判断元素非金属性的强弱，C错误；简单气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强，故非金属性的强弱为Cl＞S，D正确。
解析：
3．下列叙述不能证明X元素的非金属性比Y元素强的是(　　)
A．X与H2反应比Y与H2反应更加剧烈
B．X单质可以把Y从其盐溶液中置换出来
C．X的氧化物对应的水化物的酸性比Y的氧化物对应水化物的酸性强
D．X的气态氢化物的稳定性比Y的气态氢化物稳定性强
C
X与H2反应比Y与H2反应更剧烈，说明单质X比Y活泼，则X的非金属性强于Y，A正确；X单质能将Y从其盐溶液中置换出来，说明X的氧化性强于Y，则X的非金属性强于Y，B正确；X的氧化物的水化物的酸性比Y的强，不能说明X的非金属性强于Y，如H2SO3的酸性强于HClO，但Cl的非金属性强于S，C错误；X的氢化物比Y的氢化物稳定性强，则X的非金属性强于Y，D正确。
解析：
1．下列元素的原子半径最小的是(　　)
A．Na B．Mg C．P D．S
随原子序数的递增，同周期主族元素的原子半径逐渐减小，Na、Mg、P、S同处于第三周期，S的原子序数最大，其原子半径最小。
D
解析：
2．下列事实不能用元素周期律解释的是(　　)
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2
B．非金属性：OC．酸性：HCl＞H2CO3
D．与水反应的剧烈程度：Cs>K
C
同周期元素从左到右金属性减弱，故碱性的强弱为KOH>Ca(OH)2，A不符合题意；同周期元素从左到右非金属性增强，故非金属性的强弱为OK，D不符合题意。
解析：
3．下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，以下叙述正确的是(　　)
元素代号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．气态氢化物的稳定性：R＞T
B．L、M的简单离子半径：L＜M
C．单质L比Q更容易与稀盐酸反应产生H2
D．L2+与R2-的核外电子数相等
C
五种元素均为短周期元素，由元素的化合价可知，T、R都有－2价，而R有＋6价且原子半径较大，则T为O，R为S；L、Q均有＋2价，处于第ⅡA族，原子半径L＞Q，则L为Mg、Q为Be; M只有＋3价，处于第ⅢA族，原子半径大于硫，则M为Al。元素非金属性越强，对应简单氢化物的稳定性越强。元素的非金属性强弱为O＞S，则气态氢化物的稳定性强弱为H2O＞H2S，即H2T＞H2R，A错误；L是Mg，M是Al，二者形成的简单离子Mg2+、Al3+核外电子排布相同，离子的核电荷数越大，离子半径就越小，故离子半径大小为L(Mg2+)＞M(Al3+)，B错误；
解析：
L是Mg，Q是Be，二者处于同一主族，原子核外电子层数越多，原子半径越大，元素的金属性就越强，其单质与酸反应就越剧烈。金属性Mg＞Be，所以单质L比Q更容易与稀盐酸反应产生H2，C正确；L是Mg，R是S，二者形成的离子分别是Mg2+、S2-，Mg2+的核外电子数为12－2＝10，S2-的核外电子数为16－(－2)＝18，二者核外电子数不相等，D错误。
解析：
4．短周期主族元素X、Y、Z、W、T的原子序数依次增大，分别占三个不同的周期，Y是地壳中含量最多的元素，Z原子的最外层只有一个电子，W位于元素周期表第ⅢA族，T与Y属于同一主族元素。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：r(T)>r(W)>r(Z)
B．Z的最高价氧化物对应水化物的碱性比W的弱
C．Y的简单气态氢化物的热稳定性比T的强
D．Y、Z只能形成一种化合物
C
短周期主族元素X、Y、Z、W、T的原子序数依次增大，分别属于三个不同的周期，故X为H；Y是地壳中含量最多的元素，则Y为O；Z原子的最外层只有一个电子，则Z为Na；W位于元素周期表第ⅢA族，则W为Al；T与Y属于同一主族元素，即T为S。根据同一周期从左往右原子半径依次减小，同一主族从上往下原子半径依次增大，故原子半径由大到小为Na＞Al＞S，即r(T)＜r(W)＜r(Z)，A错误；已知Na的金属性强于Al，故Z的最高价氧化物对应的水化物(NaOH)的碱性比W的最高价氧化物对应的水化物[Al(OH)3]的强，B错误；
解析：
已知O的非金属性比S的强，故Y的简单气态氢化物(H2O)的热稳定性比T的简单气态氢化物(H2S)的强，C正确；Y为O，Z为Na，则Y、Z形成的化合物有Na2O和Na2O2，D错误。
解析：
5．元素周期表反映了元素性质的变化规律，是学习、研究和应用化学的重要工具。下表为元素周期表的一部分，回答下列问题：
(1)Mg和Al都是制造飞机和宇宙飞船的重要材料。Mg和Al属于同周期________(填“金属”或“非金属”)元素，但Mg的原子半径比Al的________。
(2)C的非金属性比同主族Si的非金属性______。
(3)Cl的最高价氧化物的水化物属于____________(填“酸”或“碱”)。
(4)Mg、Al、Cl的简单离子半径由大到小的顺序为_________________________________________________________。
金属
大
强
酸
Cl－＞Mg2+＞Al3+

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