高中人教版 (2019)第二节 元素周期律第1课时学案设计

第1课时　元素性质的周期性变化规律

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__减弱__，非金属性逐渐

__增强__。

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

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。

应用体验　　

1．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(　D　)

A．C、N、O、F　　　　 B．Na、Be、B、C

C．P、S、Cl、Ar　　　　 D．Na、Mg、Al、Si

解析：F无正化合价，A项错误；Na原子序数最大，B项错误；Ar为惰性气体，最高价一般为0，C项错误；Na、Mg、Al、Si位于同周期，原子序数依次增大，最高正化合价递增，D项正确。

2．元素的性质呈周期性变化的根本原因是(　C　)

A．相对原子质量递增，量变引起质变

B．原子半径呈周期性变化

C．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

解析：结构决定性质，元素原子的核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化，故选C。

3．原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中错误的是(　A　)

A．电子层数逐渐增多

B．原子半径逐渐减小

C．最高正化合价数值逐渐增大

D．从Si到Cl，最低负化合价从－4到－1

解析：根据原子的核外电子排布可知，从11号到17号元素都为3个电子层，最外层电子数从1→7逐渐增多，最高正价依次升高，Na、Mg、Al没有负价，从Si到Cl最低负价从－4到－1，原子半径逐渐减小。

4．(2021·丽水高一检测)在“世界硒都”——恩施硒资源相对丰富和集中，属于高硒区，该地盛产富硒茶，含有人体所必需的硒元素，有一定的保健作用。

已知硒元素与氧元素同族，与钙元素同周期。下列关于硒的描述不正确的是(　A　)

A．原子序数为24

B．最高价氧化物是SeO3，是酸性氧化物

C．原子半径比钙小

D．气态氢化物的化学式是H2Se，稳定性比HCl差

解析：由题中信息知Se在周期表中的第四周期第ⅥA族，原子序数是34，故选A。

要点归纳　　

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：

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<P<S<Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。

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　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。

〔素养应用〕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，原子序数为2时为He，故a原子序数为8，则a为O；c所在周期数与族数相同，则c只能为Al；由于d与a同族，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。

知识点　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”

典例2　微观粒子尽管微乎其微，小到肉眼无法观察到，但与宇宙天体有很多相似之处，其中之一是都存在半径问题。

(1)微粒半径与电子层数、核电荷数、电子数有什么关系？

(2)同周期元素中，原子半径最小的是哪族元素？

(3)同一周期的阴离子和阳离子比较，哪个的半径更大？

(4)比较下列各组微粒半径，正确的是________。

①Cl<Cl－<Br－　②F－<Mg2＋<Al3＋　③Ca2＋<Ca<Ba　④S2－<Se2－<Br－

答案：(1)电子层数越多、核电荷数越小、电子数越多，半径越大。

(2)第ⅦA族元素。

(3)阴离子与同周期的稀有气体的核外电子排布相同，阳离子与上周期的稀有气体的核外电子排布相同，故阴离子比同一周期的阳离子多一个电子层，故半径大于阳离子。

(4)①和③。①阴离子半径大于同元素的原子半径，所以Cl－>Cl，电子层数Br－>Cl－，所以①正确；②电子层结构相同的粒子，核电荷数大的半径小，②不正确；③阳离子半径小于同元素的原子半径，③正确；④中应为Se2－>Br－>S2－，④不正确。

〔素养应用2〕下列粒子半径大小的比较中，正确的是(　B　)

A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－

B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋

C．Na<Mg<Al<S

D．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＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A项错误；S2－、Cl－具有相同的电子层排布，但Cl－的核电荷数较大，所以其半径较小，Na＋、Al3＋的核外电子排布相同，Na＋的核电荷数较小，故其半径较大，而且Cl－比Na＋多一个电子层，显然Cl－的半径大于Na＋，这四种微粒半径的大小顺序应是S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，B项正确；C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同，核电荷数越大者，其半径越小，故其半径大小顺序为Na>Mg>Al>S，C项错误；D项中粒子半径K＋>Na＋，D项错误。

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NH＋OH－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NO　　　　 D．CH和NH

解析：H3O＋和OH－电子数均为10，CO和N2电子数均为14，HNO2和NO电子数为24；CH中的电子数为8，NH中电子数为10，二者不相等。

课堂达标验收

1．(2021·宿迁高一检测)下列实验不能作为判断依据的是(　B　)

A．钠和铯分别与冷水反应的剧烈程度，判断钠和铯金属性强弱

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，判断钠与铁的金属活动性强弱

C．硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱

D．根据Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱

解析：A项，Na与铯均容易与冷水发生反应，反应剧烈程度不同，因此可以判断钠和铯的金属活动性强弱；B项，Na投入CuSO4溶液中，与水剧烈反应，不能置换出Cu，反而更加说明钠的金属性大于铁，B项错误；C项，元素的非金属性越强，其最高价的含氧酸的酸性就越强，根据强酸制取弱酸，由于能发生H2O＋CO2＋Na2SiO3===Na2CO3＋H2SiO3↓，所以酸性H2CO3>H2SiO3；D项，根据反应Br2＋H22HBr，I2＋H22HI，元素的单质与氢气化合越容易，其非金属性就越强，因此能判断溴与碘的非金属性强弱。

2．四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是(　BC　)

A．原子半径：Z<M

B．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱

C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的大

D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族

解析：根据各元素在周期表中的相对位置及只有M为金属元素可知，M为Al，X为Si，Y为N，Z为O。同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，同一主族随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径Z<M，A项正确；Y的最高价氧化物对应的水化物是HNO3，X的最高价氧化物对应的水化物是H2SiO3，HNO3酸性更强，B项错误；Si的非金属性比O弱，所以Si的气态氢化物的热稳定性比O的小，C项错误；Z是氧元素，位于元素周期表中第二周期ⅥA族，D项正确。

3．(2021·泰州高一检测)到目前为止人们已发现或合成了118种元素，元素①～⑨在周期表中的位置如表所示(序号代表对应的元素)。

(1)②在周期表中的位置是__第2周期ⅣA族__。

(2)元素⑤、⑨中，原子半径大小顺序是__Cl>F__(用元素符号表示)

(3)⑤与⑨的氢化物稳定性强弱为__HF>HCl__(填化学式)。

(4)能说明④的非金属性比⑧强的化学方程式为__H2S＋O2===S＋H2O__。

解析：根据元素在周期表中的位置可知元素①～⑨分别是H、C、N、O、F、Na、Mg、S、Cl。

(1)②为碳元素，在周期表中位于第2周期ⅣA族。

(2)元素⑤为F、元素⑨为Cl，同一主族，从上到下，原子半径增大，因此原子半径从大到小的顺序是Cl>F。

(3)元素⑤为F、元素⑨为Cl，非金属性F>Cl，故氢化物的稳定性HF>HCl。

(4)元素④为O，元素⑧为S。可利用反应H2S＋O2===S＋H2O验证。

4．元素在元素周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，如氮族元素是位于元素周期表ⅤA族的元素，在生活中有广泛的应用，如N2作防腐气体，液氮还可用作制冷剂，P可用于制造农药等。如图是元素周期表的一部分。

(1)阴影部分元素N在元素周期表中的位置是什么？根据元素周期律，预测H3AsO4与H3PO4酸性强弱的大小关系是什么。

(2)在一定条件下，S与H2反应有一定难度，请判断：在相同条件下Se与H2反应的难度比S与H2反应难度更大还是更小？

(3)下列说法正确的是__ABC__

A．C、N、O、F的原子半径随着原子序数的增大而减小

B．氯气能置换出NaBr溶液中的溴

C．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱

答案：(1)第2周期第ⅤA族　酸性：H3PO4>H3AsO4

(2)更大　

解析：(1)同一主族，元素的非金属性从上到下逐渐减弱，故酸性：H3PO4>H3AsO4。

(2)元素非金属性越强，与氢气化合越容易。

(3)同周期，从左到右随着原子序数的递增，其原子半径逐渐减小。