高中化学苏教版 (2019)必修 第一册第一单元 元素周期律和元素周期表第一课时学案

第一课时　元素周期律

1．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。

2．初步了解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。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

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)数量关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。

2．原子结构变化规律

(1)原子最外层电子排布的规律性变化

如图为核电荷数为1～18的元素原子最外层电子数

观察上图回答问题：

3～18号元素随着原子序数的递增，最外电子层上的电子数重复出现从递增到的变化，说明元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

(2)元素原子半径的变化规律

下表为原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径数值：

注：1 pm＝10－12 m。

从上表可以得出：随着原子序数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化。原子序数为3～9号元素和11～17号元素的原子半径分别依次递减。

3．元素的主要化合价呈现周期性变化

结合1～18号元素的主要化合价，以横轴表示元素的原子序数，以纵轴表示元素的最高化合价(或最低化合价)绘图，如图所示：

结论：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。

[问题探讨]

1．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。

2．元素的最高正化合价、最低负化合价与原子结构有何联系？

提示：元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)，最低负化合价＝最外层电子数－8或最高正化合价＋︱最低负化合价︱＝8(H、O、F除外)。

微粒半径大小的比较

1．下列选项中，不呈现周期性变化的是(　　)

A．原子半径  B．化合价

C．原子序数  D．原子核外电子排布

解析：选C　原子序数等于原子核内质子数，不呈现周期性变化。

2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是(　　)

A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多

B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高

C．N、O、F原子半径依次增大

D．Li、Na、K的电子层数依次增多

解析：选C　3～9号元素、11～17号元素最外层电子数依次递增，原子半径逐渐减小，最高正化合价依次升高(O、F除外)。

3．下列4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

解析：选C　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最外层电子数相同，比较电子层数，电子层数越多半径越大，故原子半径：Cl>F，则半径：S2－>S>Cl>F。

4．X元素最高价氧化物的水化物为H2XO3，它的气态氢化物为(　　)

A．HX　　　B．H2X　　　C．XH3　　　D．XH4

解析：选D　X元素的最高价氧化物的水化物的化学式为H2XO3，则X的最高正化合价为＋4价，说明X原子最外层有4个电子，则其最低负化合价为－4价，形成的氢化物为XH4。

1．金属性和非金属性

(1)金属性强弱比较——钠、镁、铝性质的递变

①按表中实验操作要求完成实验，并填写下表：

由上述实验可知：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是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NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

③结论：钠、镁、铝单质的还原性逐渐减弱，钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。

(2)非金属性强弱比较——硅、磷、硫、氯性质的递变

填写下表空格：

分析上表，回答下列问题：

①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl2>S>P>Si。

②硅、磷、硫、氯单质与氢气化合生成的气态氢化物的热稳定性由强到弱的顺序为HCl>H2S>PH3>SiH4_。

③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HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3。

④结论：硅、磷、硫、氯单质氧化性强弱顺序为Si<P<S<Cl2。硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。

2．11～17号元素性质递变规律

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。

因此，随着元素核电荷数(或原子序数)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(最高正价和最低负价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。

[问题探讨]

1．什么是元素的金属性？

提示：金属性：元素原子失去电子的能力，金属性越强，越易失电子。金属性的强弱只与元素失电子的能力有关，与失电子的数目无关。

2．如何判断元素金属性的强弱？

提示：比较元素金属性强弱的3种依据(本质： 原子越容易失去电子，元素的金属性越强)。

3．什么是元素的非金属性？

提示：非金属性：元素原子得到电子的能力，非金属性越强，越易得电子。非金属性的强弱只与元素得电子的能力有关，与得电子的数目无关。

4．如何判断元素非金属性的强弱？

提示：比较元素非金属性强弱的4种依据(本质： 原子越容易得到电子，元素的非金属性越强)。

1．两性氢氧化物

(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

①Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O

离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

②Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O

离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O

(3)Al(OH)3的制备方法

①向AlCl3溶液中加入过量氨水：

AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl

离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4

②向NaAlO2溶液中通入过量CO2：

NaAlO2＋2H2O＋CO2===Al(OH)3↓＋NaHCO3

离子方程式为AlO＋2H2O＋CO2===Al(OH)3↓＋HCO

2．元素周期律

元素的性质随着元素核电荷数(或原子序数)的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。其实质是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数(或原子序数)的递增发生周期性变化的必然结果。

1．11～17号元素中X、Y、Z三种元素，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法正确的是(　　)

A．原子半径：X>Y>Z

B．非金属性：X>Y>Z

C．气态氢化物的稳定性：X<Y<Z

D．原子序数：X<Y<Z

解析：选B　HXO4、H2YO4、H3ZO4中X、Y、Z的化合价分别为＋7、＋6、＋5，而三种元素又处于11～17号元素中，所以按Z、Y、X从左向右排列，原子半径依次减小，非金属性依次增强，气态氢化物的稳定性依次增强，原子序数依次增大。

2．下列递变情况中，正确的是(　　)

A．Na、Mg、Al原子半径依次增大

B．Na、Mg、Al单质与水反应的剧烈程度依次减弱

C．Si、P、S元素的氢化物的稳定性依次减弱

D．Si、P、S元素的非金属性依次减弱

解析：选B　第三周期主族元素原子半径从左至右依次减小。Na、Mg、Al元素的金属性依次减弱，与水反应的剧烈程度依次减弱。Si、P、S元素的非金属性依次增强，与H2化合生成的氢化物的稳定性依次增强。

3．下列实验不能达到实验目的的是(　　)

解析：选B　A项，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、溴的非金属性强弱。B项，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，无法比较二者的金属性强弱。C项，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。D项，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。

4．下列事实不能作为实验判断依据的是(　　)

A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱

B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱

C．酸性：H2CO3<H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱

D．通过氢化物HBr和HI的稳定性，判断Br、I的非金属性强弱

解析：选B　A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以判断出硫的非金属性比碳强；D项所述符合根据氢化物的稳定性判断非金属性强弱的依据。

[分级训练·课课过关]　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

1．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是(　　)

A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变

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　元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。

2．某元素的气态氢化物的化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为(　　)

A．H2RO3  B．H2RO4

C．HRO3  D．H3RO4

解析：选B　气态氢化物的化学式为H2R，则R的化合价为－2 价，故原子最外层有6个电子，最高正化合价为＋6价，最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO4。

3．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．③④⑤⑥⑦⑨  B．③④⑥⑦⑧

C．①②⑤⑥⑦⑨  D．③④⑥⑦⑨

解析：选D　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水化物的酸性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，原子最外层电子数少的原子不一定得电子能力强，元素的非金属性就不一定强；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。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能证明氯原子得电子能力强于硫，则氯的非金属性强于硫。

4．X、Y、Z、W为1～18号元素，其原子半径及主要化合价如下表：

下列叙述正确的是(　　)

A．X、Y元素的金属性： X<Y

B．Z单质与W的常见单质生成的化合物只有一种

C．Y的最高价氧化物对应的水化物不能与碱反应

D．Z、W和氢元素形成的化合物可能是酸、碱或盐

解析：选D　根据题目信息，可以推断X为Mg元素，Y为Al元素，Z为N元素，W为O元素。金属性：Mg>Al，A项错误。N2和O2反应生成的化合物可以是NO、NO2、N2O、N2O5等，不只一种，B项错误。Al(OH)3能与NaOH溶液反应，C项错误。H、N、O三种元素可以形成HNO3(酸)、NH3·H2O(碱)、NH4NO3(盐)，D项正确。