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第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
【学习目标】 1.以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯为例了解同周期元素性质的递变规律,从微观的角度建构元素周期律。(宏观辨识与微观探析) 2.会设计实验探究第三周期元素性质的变化规律, 能根据实验现象,总结出同周期元素性质的变化规律。(科学探究与创新意识)
学习任务一　探究元素性质的周期性变化规律
【新知导学】
一、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
规律:随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)
二、原子核外电子排布的周期性变化
目的 以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化
图像
规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
同一周期第ⅠA族~第ⅦA族的变化规律,不包括稀有气体元素
【思考】同周期元素原子半径递变的原因是什么
提示:同周期元素核外电子层数相同,核电荷数依次增大,原子核对电子吸引能力逐渐增大,原子半径逐渐减小。
三、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
规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈周期性变化,即每周期,最高正价为+1→+7(O无最高正价、F无正价),负价为-4→-1
四、结论
同周期,随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
【合作探究】
【探究】微粒半径大小的比较
[情境]人体和地球一样,也是由各种化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。
(1)如何判断H、Li、Na、K原子半径的大小 理由是什么
提示:H、Li、Na、K原子最外层电子数相同,电子层数依次增多,故原子半径依次增大。
(2)元素周期表中,同周期或同主族元素原子的半径变化存在什么规律
提示:同周期主族元素,从左往右,原子半径逐渐减小。同主族元素,从上到下,原子半径逐渐增大。
(3)如果两种微粒,在元素周期表中不是同周期或同主族,应该如何比较其半径大小
提示:先看电子层数,一般电子层数越多,半径越大。如电子层数相同,看核电荷数,核电荷数越大,半径越小。
(4)如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小 以O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+为例说明。
提示:电子层结构相同时,其微粒半径随核电荷数的增加而减小,故离子半径:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
【总结升华】
1.主族元素主要化合价确定方法
(1)最高正价=主族的序号=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。
(3)H最高价为+1,最低价为-1;O无最高正价;F无正化合价。
　　　　　　金属氢化物(如NaH)中显-1价
2.粒子半径大小的比较方法
【即学即练】
1.易错辨析
(1)第二周期主族元素中原子半径最小的原子是氟。 (√)
提示:同周期主族元素从左到右,元素的原子半径由大到小。
(2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。 (×)
提示:O没有最高正价、F没有正价。
(3)短周期元素中原子半径最小的是氢。 (√)
提示:氢原子只有一个电子层,且位于元素周期表第一周期最左边。
(4)从原子序数11依次增加到17,原子电子层数不变。 (√)
提示:同一周期原子的核外电子层数相等。
(5)从原子序数11依次增加到17,原子半径逐渐增大。 (×)
提示:原子序数11依次增加到17,原子半径逐渐减小。
2.(2026·莆田高一月考)已知下列元素的原子半径如下图,根据以上数据,P原子的半径可能是 (　　)
原子 N S O Si
半径r/ (10-10 m) 0.75 1.02 0.74 1.17
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】选A。在元素周期表中,P与Si、S同周期,与N同主族,同周期元素从左到右,原子半径依次减小,同主族元素从上到下,原子半径依次增大,则原子半径P>N,Si>P>S,所以P原子半径应介于1.02×10-10~1.17×10-10 m。
3.下列各组粒子,按半径由大到小的顺序排列正确的是 (　　)
A.Mg、Ca、K、Na
B.S2-、Cl-、K+、Na+
C.Br-、Br、Cl、S
D.Na+、Al3+、Cl-、F-
【解析】选B。K、Ca原子分别比Na、Mg原子多1个电子层,有r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg),A错误;S2-、Cl-、K+核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,又因K+比Na+多1个电子层,故有r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Na+),B正确;Br-比Br多1个电子,Br原子比Cl原子多1个电子层,故r(Br-)>r(Br)>r(Cl),但r(Cl)r(F-)>r(Na+)>r(Al3+),D错误。
【解题有招】
“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。
学习任务二　探究同周期元素性质的递变规律
【新知导学】
一、同周期金属元素性质递变规律
1.实验探究
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应,溶液变成浅红色
化学 反应 — Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑
结论 结合Na与水的反应现象,Na与水反应置换出H2比Mg容易,则金属性:Na>Mg
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀溶解 B中沉淀溶解 C中沉淀溶解 D中沉淀不溶解
A、B、 C、D 试管中 的离子 方程式 A:Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O B:Al(OH)3+OH-===[Al(OH)4]- C:Mg(OH)2+2H+===Mg2++2H2O D:不反应
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:Na>Mg>Al
【思考】教材中描述“ Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解”,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:先产生白色絮状沉淀,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]-。
[规律]第三周期元素金属性的递变规律
2.Si、P、S、Cl元素非金属性强弱的比较
探究:根据性质递变,完成下表:
元素 Si P S Cl
单质与氢气反应 反应 条件 高温 高温 加热 光照或 点燃
难易 程度 由难到易:Si最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸
酸性:H2SiO3[规律]第三周期元素非金属性的变化规律
【思考】硫酸的酸性强于次氯酸,据此能否确定非金属性S大于Cl
提示:不能。元素的非金属性越强,对应最高价氧化物的水化物的酸性越强,次氯酸不是氯元素最高价氧化物对应的水化物,故硫酸的酸性强于次氯酸,所以不能确定非金属性硫大于氯。
二、元素周期律
1.内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
2.实质:元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。
3.同周期元素原子结构与元素性质的关系
【思考】试根据同周期元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
提示:元素的非金属性越强,气态氢化物越稳定。同周期元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故非金属性:Si【教材微拓】(溯源教材·P109)
Al(OH)3能与强酸、强碱反应的原因
氢氧化铝的两种电离:
Al(OH)3 Al3++3OH-
Al(OH)3+H2O H++[Al(OH)4]-
Al(OH)3存在酸式电离和碱式电离,当与盐酸反应时,主要考虑碱式电离,发生中和反应,生成AlCl3即Al(OH)3+3HCl===AlCl3+3H2O;当与NaOH反应时,主要考虑酸式电离,发生中和反应,生成Na[Al(OH)4]即Al(OH)3+NaOH===Na[Al(OH)4]。
像Al(OH)3这样既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物,称为两性氢氧化物。
【总结升华】
1.同周期主族元素、同主族元素性质递变规律
内容 同周期 (从左至右) 同主族 (从上到下)
电子层数 相同 逐渐增多
最外层电子数 逐渐增多 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
金属单质与 水或酸置换出 H2的难易 易→难 难→易
最高价氧 化物对应 的水化物 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
2.非金属元素简单氢化物与最高价氧化物对应的水化物
族序数 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
简单氢 化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧 化物对应 的水化物 H2RO3 或 H4RO4 H3RO4 或 HRO3 H2RO4 HRO4
【即学即练】
1.易错辨析
(1)同周期的三种元素X、Y、Z,已知它们的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则非金属性X>Y>Z。 (√)
提示:根据酸性由强到弱的顺序,结合元素周期律,可以确定三种元素在周期表中的相对位置从左到右依次为Z、Y、X,则非金属性X>Y>Z。
(2)KOH、NaOH、Al(OH)3的碱性逐渐减弱。(√)
提示:金属性K>Na>Al,相应碱的碱性逐渐减弱。
(3)HF、HCl、H2S的稳定性逐渐增强。 (×)
提示:非金属性F>Cl>S,气态氢化物稳定性逐渐减弱。
(4)元素原子得失电子数目越多,金属性、非金属性越强。 (×)
提示:元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素原子得失电子的难易,而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多,但Na比Mg更容易失电子,故Na的金属性比Mg强。
2.(2026·杭州高一期中)下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是 (　　)
A.酸性:H2SO4>H3PO4
B.非金属性:Cl>Br
C.碱性:NaOH>Mg(OH)2
D.酸性:HCl>H2S
【解析】选D。S和P同周期,非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,即酸性H2SO4>H3PO4, A不符合题意;Cl和Br同主族,同一主族元素从上到下非金属性减弱,B不符合题意;Na和Mg同周期, Na的金属性更强,氢氧化物碱性NaOH>Mg(OH)2, C不符合题意; Cl的非金属性虽然比S强,但元素周期律通常用于比较最高价氧化物对应水化物的酸性而不是氢化物酸性,D符合题意。
3.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.单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z
【信息解读】(1)由“电子层数相同的三种元素X、Y、Z”可推知三种元素在元素周期表同一周期。
(2)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,氢化物越稳定。
【解析】选A。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。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稳定性:X>Y>Z,B正确;元素的非金属性越强,其原子获得电子的能力越强,元素的非金属性:X>Y>Z,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容易,由于元素的非金属性:X>Y>Z,单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z,D正确。
【解题有招】
元素金属性、非金属性强弱的判断方法
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1.(2026·阜阳高一检测)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
【解析】选C。元素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.在周期表的主族元素中,按指向表述的变化规律正确的是 (　　)
选项 位置关系 变化规律
A 同主族元素从下到上 非金属单质与氢气化合能力逐渐增强
B 同周期元素从左到右 含氧酸中心原子价态逐渐升高
C 同周期元素从右到左 简单离子的半径逐渐增大
D 同主族元素从上到下 碱金属元素的密度逐渐增大
【解析】选A。同主族元素从下到上,元素非金属性增强,非金属单质与氢气化合能力逐渐增强,故A正确;同周期元素从左到右,最高价含氧酸中心原子价态逐渐升高,故B错误;同周期元素从右到左,简单离子的半径不一定逐渐增大,如Cl-半径大于Na+,故C错误;同主族元素从上到下,碱金属元素的密度有增大趋势,但钠的密度大于钾,故D错误。
易错:只有最高价含氧酸的价态和酸性符合递变规律。
3.(2026·浙江强基联盟高一检测改编)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,K比Mg剧烈 金属性:K>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性:Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2(已知SO2与H2O反应生成H2SO3) 非金属性:S>C
D Br2与H2加热至一定温度发生反应、I2与H2需要不断加热才能缓慢反应 非金属性:Br>I
【解析】选C。根据金属与水反应的剧烈程度可比较金属性强弱,K比Mg剧烈,说明金属性K>Mg,A正确;同主族金属最高价氢氧化物碱性越强,金属性越强,Ca(OH)2碱性强于Mg(OH)2,说明金属性Ca>Mg,B正确;SO2与NaHCO3反应生成CO2,只能说明H2SO3酸性强于H2CO3,但非金属性需比较最高价氧化物对应水化物的酸性(H2SO4与H2CO3),而SO2并非S的最高价氧化物,C错误;Br2与H2反应条件比I2更温和,说明Br的非金属性更强,D正确。(共52张PPT)
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
【学习目标】
1.以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯为例了解同周期元素性质的递变规律,从微观的角度建构元素周期律。(宏观辨识与微观探析)
2.会设计实验探究第三周期元素性质的变化规律, 能根据实验现象,总结出同周期元素性质的变化规律。(科学探究与创新意识)
01
学习任务一　探究元素性质的周期性
变化规律
【新知导学】
一、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
规律: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)
由1到8
二、原子核外电子排布的周期性变化
目的 以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化
图像
规律: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
同一周期第ⅠA族~第ⅦA族的变化规律,不包括稀有气体元素
【思考】同周期元素原子半径递变的原因是什么
提示:同周期元素核外电子层数相同,核电荷数依次增大,原子核对电子吸引能力逐渐增大,原子半径逐渐减小。
三、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
规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈_______变化,即每周期,最高正价为________(O无最高正价、F无正价),负价为______
周期性
+1→+7
-4→-1
四、结论
同周期,随着_________的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现_______的变化。
原子序数
周期性
【合作探究】
【探究】微粒半径大小的比较
[情境]人体和地球一样,也是由各种化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。
(1)如何判断H、Li、Na、K原子半径的大小 理由是什么
提示:H、Li、Na、K原子最外层电子数相同,电子层数依次增多,故原子半径依次增大。
(2)元素周期表中,同周期或同主族元素原子的半径变化存在什么规律
提示:同周期主族元素,从左往右,原子半径逐渐减小。同主族元素,从上到下,原子半径逐渐增大。
(3)如果两种微粒,在元素周期表中不是同周期或同主族,应该如何比较其半径大小
提示:先看电子层数,一般电子层数越多,半径越大。如电子层数相同,看核电荷数,核电荷数越大,半径越小。
(4)如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小 以O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+为例说明。
提示:电子层结构相同时,其微粒半径随核电荷数的增加而减小,故离子半径:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
【总结升华】
1.主族元素主要化合价确定方法
(1)最高正价=主族的序号=最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。
(3)H最高价为+1,最低价为-1;O无最高正价;F无正化合价。
　　　　　　金属氢化物(如NaH)中显-1价
2.粒子半径大小的比较方法
【即学即练】
1.易错辨析
(1)第二周期主族元素中原子半径最小的原子是氟。( )
提示:同周期主族元素从左到右,元素的原子半径由大到小。
(2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。( )
提示:O没有最高正价、F没有正价。
(3)短周期元素中原子半径最小的是氢。 ( )
提示:氢原子只有一个电子层,且位于元素周期表第一周期最左边。
√
×
√
(4)从原子序数11依次增加到17,原子电子层数不变。 ( )
提示:同一周期原子的核外电子层数相等。
(5)从原子序数11依次增加到17,原子半径逐渐增大。( )
提示:原子序数11依次增加到17,原子半径逐渐减小。
√
×
2.(2026·莆田高一月考)已知下列元素的原子半径如下图,根据以上数据,P原子的半径可能是 (　　)
原子 N S O Si
半径r/
(10-10 m) 0.75 1.02 0.74 1.17
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】选A。在元素周期表中,P与Si、S同周期,与N同主族,同周期元素从左到右,原子半径依次减小,同主族元素从上到下,原子半径依次增大,则原子半径P>N,Si>P>S,所以P原子半径应介于1.02×10-10~1.17×10-10 m。
3.下列各组粒子,按半径由大到小的顺序排列正确的是 (　　)
A.Mg、Ca、K、Na
B.S2-、Cl-、K+、Na+
C.Br-、Br、Cl、S
D.Na+、Al3+、Cl-、F-
√
【解析】选B。K、Ca原子分别比Na、Mg原子多1个电子层,有r(K)>r(Ca)> r(Na)>r(Mg),A错误;S2-、Cl-、K+核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,又因K+比Na+多1个电子层,故有r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Na+),B正确;Br-比Br多1个电子,Br原子比Cl原子多1个电子层,故r(Br-)>r(Br)>r(Cl),但r(Cl)r(F-)>r(Na+)>r(Al3+),D错误。
【解题有招】
“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。
02
学习任务二　探究同周期元素性质的
递变规律
【新知导学】
一、同周期金属元素性质递变规律
1.实验探究
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着_________ 剧烈反应,溶液变成浅红色
化学
反应 — ____________________________
结论 结合Na与水的反应现象,Na与水反应置换出H2比Mg_____,
则金属性:_______
少量气泡
Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑
容易
Na>Mg
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀_____
B中沉淀_____ C中沉淀_____
D中沉淀_______
A、B、
C、D
试管中
的离子
方程式 A: _____________________
______
B: ________________
__________ C: _____________________
_______
D:_______
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:___________
溶解
溶解
溶解
不溶解
Al(OH)3+3H+===Al3++
3H2O
Al(OH)3+OH-===
[Al(OH)4]-
Mg(OH)2+2H+===Mg2+
+2H2O
不反应
Na>Mg>Al
【思考】教材中描述“ Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解”,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:先产生白色絮状沉淀,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]-。
[规律]第三周期元素金属性的递变规律
2.Si、P、S、Cl元素非金属性强弱的比较
探究:根据性质递变,完成下表:
元素 Si P S Cl
单质与氢气反应 反应
条件 高温 高温 加热 光照或
点燃
难易程度 由难到易:___<__<__<___
最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3
弱酸 H3PO4
中强酸 H2SO4
强酸 HClO4
强酸
酸性:_______<_______<_______<_______
Si
P
S
Cl
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
[规律]第三周期元素非金属性的变化规律
【思考】硫酸的酸性强于次氯酸,据此能否确定非金属性S大于Cl
提示:不能。元素的非金属性越强,对应最高价氧化物的水化物的酸性越强,次氯酸不是氯元素最高价氧化物对应的水化物,故硫酸的酸性强于次氯酸,所以不能确定非金属性硫大于氯。
二、元素周期律
1.内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈_______的变化。
2.实质:元素性质的周期性变化是元素___________________呈现周期性变化的必然结果。
周期性
原子的核外电子排布
3.同周期元素原子结构与元素性质的关系
【思考】试根据同周期元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
提示:元素的非金属性越强,气态氢化物越稳定。同周期元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故非金属性:Si【教材微拓】(溯源教材·P109)
Al(OH)3能与强酸、强碱反应的原因
氢氧化铝的两种电离:
Al(OH)3 Al3++3OH-
Al(OH)3+H2O H++[Al(OH)4]-
Al(OH)3存在酸式电离和碱式电离,当与盐酸反应时,主要考虑碱式电离,发生中和反应,生成AlCl3即Al(OH)3+3HCl===AlCl3+3H2O;当与NaOH反应时,主要考虑酸式电离,发生中和反应,生成Na[Al(OH)4]即Al(OH)3+NaOH ===Na[Al(OH)4]。
像Al(OH)3这样既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物,称为两性氢氧化物。
【总结升华】
1.同周期主族元素、同主族元素性质递变规律
内容 同周期
(从左至右) 同主族
(从上到下)
电子层数 相同 逐渐增多
最外层电子数 逐渐增多 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
金属单质与水或酸置换出H2的难易 易→难 难→易
内容 同周期
(从左至右) 同主族
(从上到下)
最高价氧
化物对应
的水化物 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
2.非金属元素简单氢化物与最高价氧化物对应的水化物
族序数 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
简单氢
化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧
化物对应
的水化物 H2RO3
或H4RO4 H3RO4
或HRO3 H2RO4 HRO4
【即学即练】
1.易错辨析
(1)同周期的三种元素X、Y、Z,已知它们的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则非金属性X>Y>Z。( )
提示:根据酸性由强到弱的顺序,结合元素周期律,可以确定三种元素在周期表中的相对位置从左到右依次为Z、Y、X,则非金属性X>Y>Z。
(2)KOH、NaOH、Al(OH)3的碱性逐渐减弱。( )
提示:金属性K>Na>Al,相应碱的碱性逐渐减弱。
√
√
(3)HF、HCl、H2S的稳定性逐渐增强。( )
提示:非金属性F>Cl>S,气态氢化物稳定性逐渐减弱。
(4)元素原子得失电子数目越多,金属性、非金属性越强。( )
提示:元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素原子得失电子的难易,而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多,但Na比Mg更容易失电子,故Na的金属性比Mg强。
×
×
2.(2026·杭州高一期中)下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是 (　　)
A.酸性:H2SO4>H3PO4
B.非金属性:Cl>Br
C.碱性:NaOH>Mg(OH)2
D.酸性:HCl>H2S
√
【解析】选D。S和P同周期,非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,即酸性H2SO4>H3PO4, A不符合题意;Cl和Br同主族,同一主族元素从上到下非金属性减弱,B不符合题意;Na和Mg同周期, Na的金属性更强,氢氧化物碱性NaOH>Mg(OH)2, C不符合题意; Cl的非金属性虽然比S强,但元素周期律通常用于比较最高价氧化物对应水化物的酸性而不是氢化物酸性,D符合题意。
3.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.单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z
√
【信息解读】(1)由“电子层数相同的三种元素X、Y、Z”可推知三种元素在元素周期表同一周期。
(2)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,氢化物越稳定。
【解析】选A。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。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稳定性:X>Y>Z,B正确;元素的非金属性越强,其原子获得电子的能力越强,元素的非金属性:X>Y>Z,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容易,由于元素的非金属性:X>Y>Z,单质与氢气反应的容易程度:X>Y>Z,D正确。
【解题有招】
元素金属性、非金属性强弱的判断方法
03
课堂检测 效果诊断
1.(2026·阜阳高一检测)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
【解析】选C。元素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.在周期表的主族元素中,按指向表述的变化规律正确的是 (　　)
选项 位置关系 变化规律
A 同主族元素从下到上 非金属单质与氢气化合能力逐渐增强
B 同周期元素从左到右 含氧酸中心原子价态逐渐升高
C 同周期元素从右到左 简单离子的半径逐渐增大
D 同主族元素从上到下 碱金属元素的密度逐渐增大
√
【解析】选A。同主族元素从下到上,元素非金属性增强,非金属单质与氢气化合能力逐渐增强,故A正确;同周期元素从左到右,最高价含氧酸中心原子价态逐渐升高,故B错误;同周期元素从右到左,简单离子的半径不一定逐渐增大,如Cl-半径大于Na+,故C错误;同主族元素从上到下,碱金属元素的密度有增大趋势,但钠的密度大于钾,故D错误。
易错:只有最高价含氧酸的价态和酸性符合递变规律。
3.(2026·浙江强基联盟高一检测改编)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,K比Mg剧烈 金属性:K>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性:Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2(已知SO2与H2O反应生成H2SO3) 非金属性:S>C
D Br2与H2加热至一定温度发生反应、I2与H2需要不断加热才能缓慢反应 非金属性:Br>I
√
【解析】选C。根据金属与水反应的剧烈程度可比较金属性强弱,K比Mg剧烈,说明金属性K>Mg,A正确;同主族金属最高价氢氧化物碱性越强,金属性越强,Ca(OH)2碱性强于Mg(OH)2,说明金属性Ca>Mg,B正确;SO2与NaHCO3反应生成CO2,只能说明H2SO3酸性强于H2CO3,但非金属性需比较最高价氧化物对应水化物的酸性(H2SO4与H2CO3),而SO2并非S的最高价氧化物,C错误;Br2与H2反应条件比I2更温和,说明Br的非金属性更强,D正确。

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