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高中人教版 (2019)第四章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律第一课时导学案
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这是一份高中人教版 (2019)第四章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律第一课时导学案，共17页。
第二节 元素周期律
第一课时 元素周期律
[明确学习目标] 1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。2.理解元素周期律的内容和实质。
学生自主学习
元素性质的周期性变化规律
1．元素原子核外电子排布的周期性变化
规律：随着eq \(□,\s\up4(01))原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现eq \(□,\s\up4(02))从1到8的周期性变化(第一周期除外)。
2．元素原子半径的周期性变化
第二周期
第三周期
规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现eq \(□,\s\up4(03))由大到小的周期性变化。
3．元素化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈eq \(□,\s\up4(04))周期性变化[每周期：最高正价：eq \(□,\s\up4(05))＋1→eq \(□,\s\up4(06))＋7(第二周期为eq \(□,\s\up4(07))＋5)，负价：eq \(□,\s\up4(08))－4→eq \(□,\s\up4(09))－1(稀有气体元素除外)]。
第三周期元素性质的递变
1．钠、镁、铝金属性强弱比较
(1)钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是eq \(□,\s\up4(06))Na>Mg>Al。
(2)钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(07))NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
(3)钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(08))Na>Mg>Al。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
(1)硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为eq \(□,\s\up4(13))Cl2>S>P>Si。
(2)硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(14))HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3。
(3)硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(15))Cl>S>P>Si。
3．同周期元素性质递变规律
元素周期律
1．内容
元素的性质随着原子序数的递增而eq \(□,\s\up4(01))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eq \(□,\s\up4(02))核外电子排布周期性变化的必然结果。
1．C、N、O、F的最高正价是否依次增大？
提示：否，O、F均无正价。
2．非金属元素的最高正价与最低负价有什么关系？
提示：非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和等于8(H、B、O、F除外)。
3．如何通过实验证明H3PO4的酸性强于H2SiO3?
提示：向Na2SiO3溶液中加入H3PO4溶液，产生白色浑浊，则证明H3PO4的酸性强于H2SiO3。
4．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
5．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性减弱、非金属性增强的原因。
提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，原子失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，即元素的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
课堂互动探究
知识点一 简单粒子半径的大小比较
简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子如：Cl、Cl－及Na＋。
1．同周期——“序大径小”
(1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
(2)举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
2．同主族——“序大径大”
(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例：碱金属：r(Li)
3．同元素
(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：r(Na＋)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如：r(Fe3＋)
4．同结构——“序大径小”
(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
(2)举例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
1 下列粒子半径大小比较正确的是( )
A．Na＋
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na
D．Cs
[批注点拨]
[解析] 4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3＋)，B项正确。
[答案] B
[练1] 下列各组粒子中粒子半径由大到小的是( )
A．O、Cl、S、P
B．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋
C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋
D．Li、Na、K、Cs
答案 C
解析 比较粒子半径有以下原则：①同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，A项为P>S>Cl>O，②同主族元素的原子或离子从上到下半径逐渐增大，③核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大。
[练2] 已知下列原子的半径：
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 N、O位于第二周期，Si、P、S位于第三周期，原子半径：N>O，Si>P>S；N、P位于同一主族，原子半径NP>S>N>O，A项正确。
方法规律 简单粒子半径大小的比较方法
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大。
知识点二 元素性质的周期性变化
1．变化规律
2．元素的金属性、非金属性及强弱的判断
(1)金属性是指元素原子失电子的性质，失电子能力越强，金属性越强；非金属性是指元素原子得电子的性质，得电子能力越强，非金属性越强。
(2)金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
(3)非金属性强弱的判断依据
①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
2 下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从小到大(稀有气体元素除外)发生周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素最高化合价从＋1到＋7、最低化合价从－7到－1重复出现
D．元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因
[批注点拨]
[解析] 从第二周期开始，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数是从1到8重复出现，但在第一周期，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数是从1到2，A错误；随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从大到小(稀有气体元素除外)发生周期性变化，B错误；元素的最低化合价是－4价，最高化合价是＋7价，随着元素原子序数的递增，一般情况下同周期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，C错误；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，D正确。
[答案] D
[练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
答案 A
解析 同一周期的元素，非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。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。
[练4] 在原子序数为1～18的元素中(用化学用语回答)：
(1)与水反应最剧烈的金属是________。
(2)原子半径最大的是________。
(3)最高价氧化物对应水化物的碱性最强的碱是________。
(4)气态氢化物最稳定的是________。
(5)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是________。
答案 (1)Na (2)Na (3)NaOH (4)HF
(5)HClO4
解析 1～18号的元素中Na的金属性最强，与水反应最剧烈，根据原子半径递变规律可知，Na的原子半径最大，对应碱的碱性最强，元素的非金属性越强，气态氢化物就越稳定，即HF最稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，因氟无正价即HClO4酸性最强。
方法规律 解答元素性质的变化规律题目的一般思路
(1)首先判断所给元素的相对位置，即是同周期还是同主族。
(2)然后根据元素周期律得出相应的结论。
(3)最后考虑应用一般规律解答的对象是否有特殊性。
eq \a\vs4\al([知识拓展]) (1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价|＋|最高正价|＝8(H、B、O、F除外)。
(3)比较元素的非金属性，可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较，而不是氢化物溶液的酸性。例如，已知酸性HCl>H2S，但是不能说明氯的非金属性比硫的强。
本课归纳总结
1.同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，具体体现在金属单质与H2O(或H＋)反应置换出H2越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱，非金属单质与H2化合越来越容易，气态氢化物越来越稳定，最高价氧化物对应水化物(O、F除外)的酸性越来越强。
2．同一周期从左到右原子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，且阳离子半径小于上一周期的非金属元素的原子形成的阴离子半径。
3．同一周期从左到右，元素的最高正价由＋1逐渐增至＋7价(O、F除外)。非金属元素的负价由－4增至－1，最后以0价结束；金属无负价。
学习效果检测
1．原子序数从11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( )
A．原子电子层数不变
B．最低负价数值的绝对值逐渐减小
C．最高正价数值逐渐增大
D．从硅到氯最低负价从－4→－1
答案 B
解析 金属无负化合价。
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
答案 C
解析 元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
3．下列排列顺序正确的是( )
①热稳定性：H2O>HF>H2S
②还原性：F－
③酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4
④碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
答案 B
解析 ①中O、F属于同周期元素，氢化物的稳定性：HF>H2O；②F、Cl、Br、I属于同一主族，其简单阴离子的还原性逐渐增强，即还原性F－H2SO4>H3PO4；④因金属性Na>Mg>Al，所以碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
4．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是( )
A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
答案 D
解析 A项和C项原子序数递增，而A项中O、F无正价，C项中Ar化合价为0价；B项中的原子序数不完全呈递增性变化；D项中原子序数和最高正化合价均呈递增趋势。
5．下列物质能与盐酸反应且反应最慢的是( )
A．Al B．Mg C．K D．S
答案 A
解析 元素的金属性越弱，其单质与酸反应时反应越慢。单质硫与盐酸不反应，铝的金属性比镁、钾都弱，故A项正确。
6．下列递变规律正确的是( )
A．Na、Mg、Al的还原性逐渐增强
B．H2CO3、H2SiO3、H3PO4的酸性依次增强
C．P、S、Cl的最高正价依次降低
D．Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强
答案 D
解析 Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，单质的还原性逐渐减弱，A错误；H2CO3的酸性强于H2SiO3，B错误；P、S、Cl的最高正价分别为＋5、＋6、＋7，即依次升高，C错误。
7．下图是依据各种元素(原子)的性质与原子序数(1～20)的关系而绘制出来的，各图的纵轴可能代表下列某一性质：核电荷数、中子数、最高正化合价、原子半径、得电子能力，A、B、C分别代表三种元素。(注意：图3中原子序数为8、9的元素和图4中原子序数为2、10、18的元素在纵轴上没有对应的数值。)
请回答下列问题：
(1)图2的纵轴代表的性质是________，图4的纵轴代表的性质是________。
(2)A元素的最低负化合价为________。
(3)B、C两种元素形成的化合物中，C显最高正化合价而B显最低负化合价，该化合物的化学式为________。
(4)1～20号元素中，原子半径最大的是(稀有气体元素除外)________(填元素符号)。
(5)写出B的单质与NaOH溶液反应的离子方程式：__________________。
答案 (1)中子数 得电子能力 (2)－4 (3)SiCl4
(4)K (5)Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O
解析 (1)图1的纵轴表示核电荷数，图2的纵轴表示中子数，图3的纵轴表示最高正化合价，图4的纵轴表示得电子能力。
(2)A、C的最高正化合价都是＋4，所以A是C，C是Si，B的最高正化合价是＋7，所以B是Cl。
(3)Si与Cl形成的化合物的化学式为SiCl4。
(4)同周期主族元素原子随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小，同主族元素原子随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大。
(5)Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和H2O，反应的离子方程式为Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O。
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
第二节 元素周期律
第一课时 元素周期律
[明确学习目标] 1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。2.理解元素周期律的内容和实质。
学生自主学习
元素性质的周期性变化规律
1．元素原子核外电子排布的周期性变化
规律：随着eq \(□,\s\up4(01))原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现eq \(□,\s\up4(02))从1到8的周期性变化(第一周期除外)。
2．元素原子半径的周期性变化
第二周期
第三周期
规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现eq \(□,\s\up4(03))由大到小的周期性变化。
3．元素化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈eq \(□,\s\up4(04))周期性变化[每周期：最高正价：eq \(□,\s\up4(05))＋1→eq \(□,\s\up4(06))＋7(第二周期为eq \(□,\s\up4(07))＋5)，负价：eq \(□,\s\up4(08))－4→eq \(□,\s\up4(09))－1(稀有气体元素除外)]。
第三周期元素性质的递变
1．钠、镁、铝金属性强弱比较
(1)钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是eq \(□,\s\up4(06))Na>Mg>Al。
(2)钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(07))NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
(3)钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(08))Na>Mg>Al。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
(1)硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为eq \(□,\s\up4(13))Cl2>S>P>Si。
(2)硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(14))HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3。
(3)硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为eq \(□,\s\up4(15))Cl>S>P>Si。
3．同周期元素性质递变规律
元素周期律
1．内容
元素的性质随着原子序数的递增而eq \(□,\s\up4(01))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eq \(□,\s\up4(02))核外电子排布周期性变化的必然结果。
1．C、N、O、F的最高正价是否依次增大？
提示：否，O、F均无正价。
2．非金属元素的最高正价与最低负价有什么关系？
提示：非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和等于8(H、B、O、F除外)。
3．如何通过实验证明H3PO4的酸性强于H2SiO3?
提示：向Na2SiO3溶液中加入H3PO4溶液，产生白色浑浊，则证明H3PO4的酸性强于H2SiO3。
4．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
5．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性减弱、非金属性增强的原因。
提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，原子失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，即元素的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
课堂互动探究
知识点一 简单粒子半径的大小比较
简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子如：Cl、Cl－及Na＋。
1．同周期——“序大径小”
(1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
(2)举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
2．同主族——“序大径大”
(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例：碱金属：r(Li)
3．同元素
(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：r(Na＋)
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如：r(Fe3＋)
4．同结构——“序大径小”
(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
(2)举例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
1 下列粒子半径大小比较正确的是( )
A．Na＋
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na
D．Cs
[批注点拨]
[解析] 4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋
[答案] B
[练1] 下列各组粒子中粒子半径由大到小的是( )
A．O、Cl、S、P
B．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋
C．K＋、Mg2＋、Al3＋、H＋
D．Li、Na、K、Cs
答案 C
解析 比较粒子半径有以下原则：①同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，A项为P>S>Cl>O，②同主族元素的原子或离子从上到下半径逐渐增大，③核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大。
[练2] 已知下列原子的半径：
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 N、O位于第二周期，Si、P、S位于第三周期，原子半径：N>O，Si>P>S；N、P位于同一主族，原子半径N
方法规律 简单粒子半径大小的比较方法
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大。
知识点二 元素性质的周期性变化
1．变化规律
2．元素的金属性、非金属性及强弱的判断
(1)金属性是指元素原子失电子的性质，失电子能力越强，金属性越强；非金属性是指元素原子得电子的性质，得电子能力越强，非金属性越强。
(2)金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
(3)非金属性强弱的判断依据
①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
2 下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从小到大(稀有气体元素除外)发生周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素最高化合价从＋1到＋7、最低化合价从－7到－1重复出现
D．元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因
[批注点拨]
[解析] 从第二周期开始，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数是从1到8重复出现，但在第一周期，随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数是从1到2，A错误；随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径从大到小(稀有气体元素除外)发生周期性变化，B错误；元素的最低化合价是－4价，最高化合价是＋7价，随着元素原子序数的递增，一般情况下同周期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，C错误；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，D正确。
[答案] D
[练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
答案 A
解析 同一周期的元素，非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。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：X
[练4] 在原子序数为1～18的元素中(用化学用语回答)：
(1)与水反应最剧烈的金属是________。
(2)原子半径最大的是________。
(3)最高价氧化物对应水化物的碱性最强的碱是________。
(4)气态氢化物最稳定的是________。
(5)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是________。
答案 (1)Na (2)Na (3)NaOH (4)HF
(5)HClO4
解析 1～18号的元素中Na的金属性最强，与水反应最剧烈，根据原子半径递变规律可知，Na的原子半径最大，对应碱的碱性最强，元素的非金属性越强，气态氢化物就越稳定，即HF最稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，因氟无正价即HClO4酸性最强。
方法规律 解答元素性质的变化规律题目的一般思路
(1)首先判断所给元素的相对位置，即是同周期还是同主族。
(2)然后根据元素周期律得出相应的结论。
(3)最后考虑应用一般规律解答的对象是否有特殊性。
eq \a\vs4\al([知识拓展]) (1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价|＋|最高正价|＝8(H、B、O、F除外)。
(3)比较元素的非金属性，可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较，而不是氢化物溶液的酸性。例如，已知酸性HCl>H2S，但是不能说明氯的非金属性比硫的强。
本课归纳总结
1.同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，具体体现在金属单质与H2O(或H＋)反应置换出H2越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱，非金属单质与H2化合越来越容易，气态氢化物越来越稳定，最高价氧化物对应水化物(O、F除外)的酸性越来越强。
2．同一周期从左到右原子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，且阳离子半径小于上一周期的非金属元素的原子形成的阴离子半径。
3．同一周期从左到右，元素的最高正价由＋1逐渐增至＋7价(O、F除外)。非金属元素的负价由－4增至－1，最后以0价结束；金属无负价。
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1．原子序数从11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是( )
A．原子电子层数不变
B．最低负价数值的绝对值逐渐减小
C．最高正价数值逐渐增大
D．从硅到氯最低负价从－4→－1
答案 B
解析 金属无负化合价。
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
答案 C
解析 元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
3．下列排列顺序正确的是( )
①热稳定性：H2O>HF>H2S
②还原性：F－
③酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4
④碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
答案 B
解析 ①中O、F属于同周期元素，氢化物的稳定性：HF>H2O；②F、Cl、Br、I属于同一主族，其简单阴离子的还原性逐渐增强，即还原性F－
4．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是( )
A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
答案 D
解析 A项和C项原子序数递增，而A项中O、F无正价，C项中Ar化合价为0价；B项中的原子序数不完全呈递增性变化；D项中原子序数和最高正化合价均呈递增趋势。
5．下列物质能与盐酸反应且反应最慢的是( )
A．Al B．Mg C．K D．S
答案 A
解析 元素的金属性越弱，其单质与酸反应时反应越慢。单质硫与盐酸不反应，铝的金属性比镁、钾都弱，故A项正确。
6．下列递变规律正确的是( )
A．Na、Mg、Al的还原性逐渐增强
B．H2CO3、H2SiO3、H3PO4的酸性依次增强
C．P、S、Cl的最高正价依次降低
D．Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强
答案 D
解析 Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，单质的还原性逐渐减弱，A错误；H2CO3的酸性强于H2SiO3，B错误；P、S、Cl的最高正价分别为＋5、＋6、＋7，即依次升高，C错误。
7．下图是依据各种元素(原子)的性质与原子序数(1～20)的关系而绘制出来的，各图的纵轴可能代表下列某一性质：核电荷数、中子数、最高正化合价、原子半径、得电子能力，A、B、C分别代表三种元素。(注意：图3中原子序数为8、9的元素和图4中原子序数为2、10、18的元素在纵轴上没有对应的数值。)
请回答下列问题：
(1)图2的纵轴代表的性质是________，图4的纵轴代表的性质是________。
(2)A元素的最低负化合价为________。
(3)B、C两种元素形成的化合物中，C显最高正化合价而B显最低负化合价，该化合物的化学式为________。
(4)1～20号元素中，原子半径最大的是(稀有气体元素除外)________(填元素符号)。
(5)写出B的单质与NaOH溶液反应的离子方程式：__________________。
答案 (1)中子数 得电子能力 (2)－4 (3)SiCl4
(4)K (5)Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O
解析 (1)图1的纵轴表示核电荷数，图2的纵轴表示中子数，图3的纵轴表示最高正化合价，图4的纵轴表示得电子能力。
(2)A、C的最高正化合价都是＋4，所以A是C，C是Si，B的最高正化合价是＋7，所以B是Cl。
(3)Si与Cl形成的化合物的化学式为SiCl4。
(4)同周期主族元素原子随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小，同主族元素原子随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大。
(5)Cl2与NaOH溶液反应生成NaCl、NaClO和H2O，反应的离子方程式为Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O。
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
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