2021学年第二节 元素周期律复习练习题

4.2.1　元素周期律

本课时是教材第四章第二节第一课时的内容，该课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属和卤族元素的基本性质的基础之上，继续研究同周期主族元素的递变规律。通过该课时的学习，可以让学生对于同周期、同主族元素的性质变化有很直观的印象，建立较清晰的元素周期律的概念，从而指导学生后续的元素化合物的学习。在之前的学习中，学生已经知道了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性。但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。通过本课时的学习，学生可以完整的了解元素周期律，理解元素周期表在化学研究中的指导作用。

宏观辨识与微观探析：从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。

科学探究与创新意识：通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。

证据推理与模型认知：建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。

元素周期律的概念理解其变化规律。

学生复习原子结构、元素周期表的知识，预习本课内容；教师准备多媒体课件。

【引入】在上一节课的学习中，我们知道在元素周期表中，同主族元素的性质具有其相似性和递变性，但是这仍然不能解决上节课提出的问题：门捷列夫是根据什么在预言未知元素的性质？只根据同主族的递变来推断某些元素的性质还是有失偏颇的，这节课我们再来研究一下同周期元素的性质。

【板书】元素周期律

一、元素性质的周期性变化规律

【投影】原子结构与元素性质

一、元素性质的周期性变化规律

【思考与交流】观察下面表格中的数据，判断随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？

【讲解】通过比较上面的元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）

【讲解】再比较上面的元素的原子半径（稀有气体的半径没有可比性，所以不列出），可以得到同周期元素的原子半径的变化规律：同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）

【设疑】观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律

【讲解】同主族元素由上向下元素的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。H是所有原子中半径最小的。

【设疑】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？（Na）

【讲解】再比较上面的元素的常见化合价，可以得到同周期元素的化合价的变化规律：同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价

【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了周期性的变化，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？

【思考与交流】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？　

【讲解】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性减弱，非金属性增强。

【学生活动】请将课本翻至95和97页，阅读一下课本下面的注释。

【投影】

【设疑】如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？（单质与水（或酸）反应的难易；最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱）。

【演示实验】取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。

【投影】镁与水反应的视频

【讲解】常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。方程式为Mg + 2H2OMg(OH)2 + H2↑。与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁

【演示实验】向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。

【讲解】向氯化铝溶液中加入氨水，生成白色絮状沉淀。反应方程式为：Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+。向氢氧化铝沉淀中加入盐酸溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O；向氢氧化铝沉淀中加入氢氧化钠溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ OH－= AlO2－+ 2H2O。氢氧化铝与酸碱都反应生成盐和水，所以氢氧化铝是典型的两性氢氧化物。

【演示实验】将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。

【讲解】氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。

【科学事实】钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。

【练习】下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是(           )

A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。

B.KOH的碱性比Mg(OH)2强

C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁

D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子

【设疑】如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？（单质与氢气反应生成气态氢化物的难易；最高价氧化物的水化物的酸性强弱；气态氢化物的稳定性）

【科学事实】

【讲解】硅、磷、硫、氯所对应的的最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，所以硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。

【练习】下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（          ）

 A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易

B. HCl的酸性比H2S强

C. HCl的稳定性比H2S强

D. HClO3的酸性比H2SO3强

【讲解】在同一周期中，虽然各元素的原子核外电子层数相同，但由左向右，核电荷数依次递增，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的金属性和非金属随着原子序数的递增，而呈现周期性的变化。

【讲解】元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这种规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

【讲解】这样我们就能理解，门捷列夫并不是仅仅根据元素周期表就可以推测元素性质的，实际应该将元素周期表与元素周期律相结合，才能较准确的推测元素的性质。

【投影】本节小结。