必修 第一册实验活动1 配制一定物质的量浓度的溶液第1课时学案

这是一份必修 第一册实验活动1 配制一定物质的量浓度的溶液第1课时学案，共12页。学案主要包含了原子结构的周期性变化，第三周期元素性质的递变，元素周期律等内容，欢迎下载使用。

新课情境呈现
核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。这个模型被称为“玻尔原子模型”。现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。
课前素能奠基
知识回顾
1．元素周期表中，第三周期主族元素的名称是__钠__、__镁__、__铝__、__硅__、__磷__、__硫__、__氯__。
2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的__电子层数__，主族元素族序数等于原子的__最外层电子数__。同一主族自上而下，金属性逐渐__增强__，非金属性逐渐__减弱__。
3．镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为：____、____、__
__、__
__。
新知预习
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表：
二、第三周期元素性质的递变
1．钠、镁与水的反应
2．两性氢氧化物
(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：__产生白色沉淀__，反应方程式：__AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解__，反应方程式：__AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓__、__NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O__。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：__Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O__。
3．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
4．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
5．同周期元素性质递变规律
eq \(――→,\s\up7(Na Mg Al Si P S Cl),\s\d5(同一周期从左往右，金属性逐渐__减弱__，非金属性逐渐__增强__))
三、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原子的__核外电子排布__的周期性变化的必然结果。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( × )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( × )
(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( × )
(4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( × )
(5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀( √ )
(6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强( × )
(7)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( × )
2．X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是( C )
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强
B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
解析：同周期非金属元素从左到右，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强；元素的非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱，气态氢化物越来越稳定，所以选C。
3．X、Y、Z三种元素的电子层数相同，它们的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物和两性氧化物，则三种元素的原子序数的大小顺序是( C )
A．X＞Y＞ZB．Y＞Z＞X
C．X＞Z＞YD．Z＞X＞Y
解析：由题意知，X、Y、Z三元素处于同周期，X为非金属，原子序数最大，Z的最高价氧化物为两性氧化物，Z的原子序数比Y的大，所以原子序数X＞Z＞Y，选C。
4．根据元素在周期表中的位置判断，下列正确的是( D )
A．金属性：Na＞KB．非金属性：S＞Cl
C．酸性：H3PO4＞HNO3D．碱性：KOH＞Mg(OH)2
解析：同主族自上至下金属性逐渐增强，A错误；同周期从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，B、C错误；由同主族金属性强弱知碱性NaOH5．下列关于元素周期律的叙述正确的是( D )
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．元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，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
D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价都呈周期性变化
解析：第一周期原子最外层电子从1到2，A项错；元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，B项错；第二周期的F无正价，负价从－4到－1出现，C项错；元素性质的周期性变化是由原子结构的周期性变化引起的，则原子核外电子排布、原子半径及元素主要化合价都呈周期性变化，故D正确。
6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有( C )
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2
B．稳定性：H2O＞H2S＞H2Se
C．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4
D．原子半径：P＞S＞Cl
解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。
课堂素能探究
知识点
元素周期表中主族元素的周期性变化规律
问题探究：eq \x(原子结构的周期性变化)eq \(,\s\up7(决定),\s\d5(反映))eq \x(元素性质的周期性变化)eq \(,\s\up7(归纳出),\s\d5(反映))eq \x(元素周期律)
1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较
(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
2．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。
探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．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知识归纳总结：
点拨：(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|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
(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。
典例1 (2017·全国卷Ⅱ)a，b，c，d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族，下列叙述正确的是( B )
A．原子半径：d＞c＞b＞a
B．4种元素中b的金属性最强
C．c的氧化物的水化物是强碱
D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强
解析：由a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同，则a的原子序数应为2或8；c所在周期数与族数相同，则c只能为Al，又由于d与a同族且d的原子序数最大，因此d与a只能为ⅢA族以后的元素，故a的原子序数为8，为O，d为S；则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期，则原子半径为b＞c＞d，d与a同主族，则原子半径d＞a，故A项错误；同周期从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，故B正确；c为Al，其氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，不是强碱，故C项错误；d与a属于第ⅥA族，分别为S和O，同一主族的元素非金属性从上到下逐渐减弱，因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强，故D错误。
〔变式训练1〕４．元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。过去，门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( C )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，单核离子的氧化性依次增强
B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应气态氢化物的稳定性依次增强
C．同周期元素的原子半径以第ⅦA族的为最大
D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
解析：元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，只有C不正确。
知识点二
粒子半径大小的比较
问题探究：
1．根据元素周期表中各元素原子半径的变化规律，比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。
2．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。
探究提示：1.C和F是同周期元素，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径C大于F；O和S为同主族元素，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径S大于O。
2．电子层结构相同时，核外电子数必定相等，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＋。
知识归纳总结：
粒子半径大小比较的“四同”
eq \x(同周期)—eq \x(\a\al(序大,径小))—eq \x(\a\al(同周期主族元素的原子半径随核电,荷数的增大而减小，如Na>Mg>,Al>Si>P>S>Cl))
|
eq \x(同主族)—eq \x(\a\al(序大,径大))—eq \x(\a\al(同主族元素的原子半径随核电荷,数的增大而增大，如Li|
eq \x(同元素)—eq \x(\a\al(价高,径小))—eq \x(\a\al(同一元素的不同价态的微粒半径，价,态越高半径越小，如Fe>Fe2＋>Fe3＋))
|
eq \x(同结构)—eq \x(\a\al(序大,径小))—eq \x(\a\al(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＋))
典例2 下列粒子半径大小的比较中，正确的是( B )
A．Na＋B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．NaD．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋
解析：Na＋、Mg2＋、Al3＋、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，微粒的半径就越小，应是Al3＋规律方法指导：
“三看”法比较简单粒子的半径大小
(1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，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。
〔变式训练2〕下列粒子半径之比小于1的是( A )
A．r(Na＋)/r(Na) B．r(Cl－)/r(Cl)
C．r(Na)/r(Mg)D．r(Ca)/r(Mg)
解析：同种元素原子半径大于阳离子半径，原子半径小于阴离子半径，A对，B错；电子层数相同，原子序数越大，半径越小，则eq \f(rNa,rMg)＞1，C错；电子层数越多，半径越大，则eq \f(rCa,rMg)＞1，D错。
名师博客呈现
常见10电子和18电子微粒总结
(1)10电子微粒：
若A、B、C、D均是10电子微粒，它们之间存在如下关系：
，则该反应一般为NHeq \\al(＋,4)＋OH－eq \(=====,\s\up7(△))NH3↑＋H2O
(2)18电子微粒：
〔即时训练〕
下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是( D )
A．H3O＋和OH－ B．CO和N2
C．HNO2和NOeq \\al(－,2)D．CHeq \\al(＋,3)和NHeq \\al(＋,4)
解析：H3O＋和OH－电子数均为10，CO和N2电子数均为14，HNO2和NOeq \\al(－,2)电子数为24；CHeq \\al(＋,3)中的电子数为8，NHeq \\al(＋,4)中电子数为10，二者不相等。
课堂达标验收
1．比较下列各组微粒半径，正确的是( A )
①Cl④S2－A．①和③B．只有②
C．只有③D．①和④
解析：半径比较：①Cl－＞Cl，Br－＞Cl－，则Br－＞Cl－＞Cl，①对；F－＞Mg2＋＞Al3＋，②错；Ca＞Ca2＋，Ba＞Ca，则Ba＞Ca＞Ca2＋，③对；Se2－＞S2－，Se2－＞Br－，Br－＞S2－，则Se2－＞Br－＞S2－，④错，所以选A。
2．已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中正确的是( A )
A．铍的原子半径大于硼的原子半径
B．相同条件下，单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈
C．氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强
D．单质铍跟冷水反应产生氢气
解析：Be、B都位于第二周期，Be的原子序数小，半径大，A正确；Li、Be都位于第二周期，Li金属性强，与酸反应快，B错误；Be、Ca同主族，半径大的氢氧化物碱性强，C错误；Be、Mg同主族，活泼性Mg＞Be，Mg与热水反应，Be与冷水不反应，D错误。
3．随原子序数递增，x、y、z、d、e、f、g、h八种短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。下列说法正确的是( B )
A．x元素在周期表中的位置是第二周期第ⅠA族
B．离子半径：g2－＞h－＞d2－＞e＋＞f3＋
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：y＞z
D．气态氢化物的热稳定性：g＞h
解析：由图中化合价知：x是H元素，y是C元素，z是N元素，d是O元素，e是Na元素，f是Al元素，g是S元素，h是Cl元素，x(H)位于第一周期ⅠA族，A错误；离子半径S2－＞Cl－＞O2－＞Na＋＞Al3＋，B正确；酸性HNO3＞H2CO3，C错误；非金属性s4．已知X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示。下列有关这四种元素的性质的描述中不正确的是( D )
A．与水反应，X比Y剧烈
B．与H2化合，W单质比Z单质容易
C．X形成的碱比Y形成的碱的碱性强
D．W的最高价含氧酸比Z的最高价含氧酸的酸性强
解析：由表中位置可知，X为Na，Y为Be，Z为S，W为F，金属性Na＞Be，Na(X)与H2O反应剧烈，A正确；非金属性F(W)＞S(Z)，F2与H2化合更容易，B正确，金属性越强，对应碱的碱性越强，NaOH＞Be(OH)2，C正确；F(W)无正价，无最高价含氧酸，D不正确。
5．短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如表所示，这四种元素的原子最外层电子数之和为19。则下列说法正确的是( D )
A．氢化物的沸点：YC．非金属性：X＞YD．形成化合物时元素的化合价：W＞Y
解析：W、X、Y、Z均为短周期主族元素，由位置关系可知，X、Y处于第2周期，W、Z处于第3周期，设W原子最外层电子数为a，则X、Y、Z最外层电子数依次为a＋2、a＋4、a＋5，四种元素的原子最外层电子数之和为19，则a＋a＋2＋a＋4＋a＋5＝19，解得a＝2，则W为镁元素，故X为碳元素、Y为氧元素、Z为氯元素；A项，H2O分子间有氢键，常温下是液态，而HCl常温下是气态，可知H2O的沸点大于HCl，故A错误；B项，O2－与Mg2＋的电子层结构相同，Mg的核电荷数大，Mg2＋半径小，故B错误；C项，同周期从左到右，非金属性逐渐增强，故C错误；D项，Mg是金属，形成化合物时化合价是＋2，O形成化合物时化合价通常为－1或－2，故D正确。
6．我们生活在化学世界中，某些元素在人体的细胞、组织和体液中大量富集，如大脑中含有丰富的Na、Mg、K，骨筋和骨组织中含有丰富的Li、Mg、K等。
(1)Li、Na、Mg、K原子半径大小关系是什么？
__原子半径：Li(2)Li、Na、Mg、K元素的金属性强弱顺序是什么？
__K＞Na＞Li＞Mg。__
学习目标
核心素养
1．认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
2．以第三周期元素为例，掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。
1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
原子
序数
电子
层数
最外层
电子数
原子半径的变化(稀有气
体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
__2__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋5__
__－4__→__－1__→__0__
11～18
__3__
__1～8__
由__大__到__小__
__＋1__→__＋7__
__－4__→__－1__→__0__
结论
随着原子序数的递增，元素原子的__核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化__
钠
镁
实验
操作
实验
现象
__钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红__
__加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色__
反应
原理
__2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑__
Mg＋2H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Mg(OH)2↓＋H2↑
结论
钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱
(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
结论
金属性：Na＞Mg＞Al
Si
P
S
Cl
判断依据
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
与氢气反应
由难到易的顺序为__Si最高价氧化物对应
的水化物的酸性
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
酸性：__HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3__
结论
__Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强__
内容
同周期
(从左到右)
同主族
(从上到下)
原子
结构
电子层数
相同
依次增加
最外层
电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
从＋1→＋7，
从－4→－1
相似
(最高正
价相同)
元素的
性质
得电子
能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子
能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
单质
氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
离 子
阳离子氧化性
增 强
减 弱
阴离子还原性
减 弱
增 强
氢化物
稳 定 性
增 强
减 弱
还 原 性
减 弱
增 强
最高价氧化物的水化物
酸 性
增 强
减 弱
碱 性
减 弱
增 强
阳离子
Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NHeq \\al(＋,4)
阴离子
F－、O2－、N3－、OH－
分子
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子
K＋、Ca2＋
阴离子
Cl－、S2－、HS－、Oeq \\al(2－,2)
分子
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、F2
X
Y
W
Z