2022-2023学年苏教版2019高中化学必修1 专题五 第一单元 第1课时 元素周期律（学案+课时对点练 word版含解析）
文档属性
| 名称 | 2022-2023学年苏教版2019高中化学必修1 专题五 第一单元 第1课时 元素周期律（学案+课时对点练 word版含解析） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 1.5MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-07-13 22:33:04 | ||
图片预览
文档简介
第一单元 元素周期律和元素周期表
第1课时 元素周期律
[核心素养发展目标] 1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。
一、原子结构的周期性变化
1．原子序数
(1)概念：化学家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＝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号的元素原子最外层电子数
规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数重复出现从1递增到8的变化。
(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)
结合课本表5-1的数据，以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制折线图如图所示。
从上图可以得出：随着核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化。且原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径分别依次递减。
简单离子半径大小比较方法
(1)电子层数越多，半径越大。
(2)电子层数相同，核电荷数越多，半径越小。
(3)电子层数相同，核电荷数相同，电子数越多，半径越大。
(1)原子序数越大，原子半径一定越小( )
(2)最外层电子数：Na(3)电子层数越多，半径越大( )
(4)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增到8个电子的周期性变化( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)×
(2022·宁夏六盘山高级中学高一阶段练习)下列元素的原子或离子半径比较正确的是( )
A．C＞Si B．Na＜Al
C．Cl－＜Mg2＋ D．O2－＞F－
答案 D
解析 同主族元素自上而下原子半径依次增大，所以原子半径：C＜Si，A错误；同周期主族元素自左而右原子半径依次减小，所以原子半径：Na＞Al，B错误；Cl－有3个电子层，
Mg2＋只有2个电子层，所以离子半径：Cl－＞Mg2＋，C错误；O2－和F－均含2个电子层，但O2－核电荷数更小，所以半径：O2－＞F－，D正确。
二、元素性质的周期性变化
1.元素化合价
结合课本表5-2，对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示：
结论：①随着原子序数的递增，元素的最高化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低化合价呈现从－4到－1的周期性变化。
②元素的最高化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
|元素的最低化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。
2．金属性和非金属性
(1)判断依据
①通常情况下，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强；②元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。
(2)金属性强弱比较
按表中实验操作完成实验，并填写下表：
实验操作 实验现象 实验结论
剧烈反应，溶液变红 钠与冷水反应剧烈
①镁：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，溶液变浅红色； ②铝在冷水、热水中均看不到明显的变化 镁与冷水几乎不反应，但能与热水反应；铝与冷、热水均不反应
两支试管中都有气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快 镁、铝都能置换出酸中的氢离子，但镁更容易
由上述实验可知：①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢离子时，由易到难的顺序是Na＞Mg＞Al。
②钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
(3)非金属性强弱比较
填写下表空格：
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
气态氢化物的热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
分析上表，回答下列问题：
①硅、磷、硫、氯元素的单质与氢气反应的条件由易到难的顺序为Cl2＞S＞P＞Si。
②硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。
(4)探究元素金属性与非金属性的强弱变化规律
Ⅰ.填写下表空格：
元素 最高价氧化物的水化物的化学式 酸碱性强弱
钠 NaOH 强碱
镁 Mg(OH)2 中强碱
铝 Al(OH)3 —
硅 H4SiO4 弱酸
磷 H3PO4 中强酸
硫 H2SO4 强酸
氯 HClO4 酸性更强
分析上表，回答下列问题：
①11～17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律：从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
②11～17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律：从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
结论：元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
Ⅱ.根据以上变化规律可预测Al(OH)3有碱性也有酸性。
按要求完成以下实验
实验操作 实验现象 化学方程式
向A、B两支试管中分别加入2～3 mL 2 mol·L－1的AlCl3溶液，逐滴加入6 mol·L－1氨水至过量 均生成白色胶体沉淀 AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl
向A试管中逐滴加入6.0 mol·L－1的盐酸 白色沉淀溶解，得到澄清溶液 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O
向B试管中逐滴加入6.0 mol·L－1的NaOH溶液 白色沉淀溶解，得到澄清溶液 Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
结论：Al(OH)3既可以与酸反应生成盐和水，又可以与碱反应生成盐和水，为两性氢氧化物。
(1)Na、Mg、Al元素的最高价氧化物的水化物均为强碱( )
(2)PH3的稳定性比SiH4强( )
(3)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4( )
(4)HCl的酸性大于H2CO3，所以氯的非金属性大于碳( )
(5)H2SO3的酸性大于H2CO3，所以硫的非金属性大于碳( )
答案 (1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)×
1．在化学反应中，金属原子失电子越多，该金属原子的金属性越强，这句话正确吗？试举例说明。
提示 不正确；金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
2．难失电子的原子，得电子一定容易吗？
提示 不一定；如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。
三、元素周期律
1．概念
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
2．内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。
3．实质
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。
下列关于元素周期律的叙述不正确的是( )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其金属性依次减弱
B．P、S、Cl最高化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子半径大小关系为NaD．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
答案 C
解析 P、S、Cl的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，由于P、S、Cl的非金属性依次增强，其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强；原子半径大小关系为Na＞Al＞Si＞Cl；因Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
1．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．元素的性质随着原子序数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(O、F除外)，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的周期性变化
答案 B
解析 A项中，只有一层电子时最外层电子数是从1到2；C项中，最低化合价从－4到－1重复出现；D项中，不包括核外电子排布的周期性变化。
2．下列元素的原子半径依次增大的是( )
A．Na、Mg、Al B．Na、O、F
C．P、Si、Al D．C、Si、P
答案 C
3．下列有关说法正确的是( )
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300 ℃时开始分解，H2O在1 000 ℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案 C
解析 A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物的水化物的酸性；B项，Mg比Al活泼。
4．下列各组中化合物的性质比较不正确的是( )
A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4
B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
C．热稳定性：PH3＞H2S＞HCl
D．非金属性：F＞O
答案 C
解析 元素非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性就越强，非金属性：Cl＞Br＞I，则酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性就越强，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：Cl＞S＞P，则热稳定性：HCl＞H2S＞PH3，C项错误；同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F＞O，D项正确。
题组一 原子结构的周期性变化
1．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( )
A．电子层数 B．最外层电子数
C．最高化合价 D．原子半径
答案 B
2．已知下列原子的半径：
原子 N S O Si
半径r/10－10 m 0.70 1.04 0.66 1.17
根据以上数据，P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 P与N最外层电子数相同，原子序数：P＞N，则P原子半径＞0.70×10－10 m，又P与Si、S电子层数相同，原子序数：S＞P＞Si，则1.04×10－10 m＜P原子半径＜1.17×10－10 m，A项正确。
3．下列各组元素性质递变情况不正确的是( )
A．N、P、F的原子半径依次增大
B．Li、Be、B的原子最外层电子数依次增多
C．Na、K、Rb的金属性依次增强
D．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
答案 A
解析 F的原子半径比N、P的原子半径小，A错误；Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，B正确；Na、K、Rb位于元素周期表中的同一列，元素从上到下，金属性依次增强，C正确；P、S、Cl原子的最外层电子数分别为5、6、7，则P、S、Cl元素的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，最高化合价依次升高，D正确。
题组二 元素化合价的变化规律
4．下列图中横坐标均表示按顺序排列的11～17号元素的原子序数。根据图像变化趋势判断，纵坐标表示其最高化合价的是( )
答案 C
解析 11～17号元素，随原子序数的递增，最高化合价从＋1→＋7。
5．下列说法正确的是( )
A．非金属元素的最高化合价不超过该元素的最外层电子数
B．非金属元素的最低化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．氟原子最外层有7个电子，最高化合价为＋7
答案 A
解析 B项，非金属元素的最低化合价的绝对值等于8－该元素原子的最外层电子数；C项，氦(He)的最外层电子数为2，其是非金属原子；D项，氟元素无正化合价。
6．下列说法中正确的是( )
A．同一周期元素的原子半径越小越容易失去电子
B．一般元素的最高化合价与元素原子核外电子排布有关
C．从Li→F、Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价→＋7价的变化
D．电子层数相同的原子，其最外层电子数均呈现从1到8的周期性变化
答案 B
解析 一般元素的最高化合价与元素原子核外电子排布有关，B正确；O无最高正价，F无正价，C错误；H、He的最外层电子数从1到2，D错误。
题组三 元素的金属性和非金属性变化规律
7．下列叙述中，通常不能作为判断两种元素非金属性强弱依据的是( )
A．其气态氢化物热稳定性的强弱
B．元素原子得电子能力强弱
C．其最高价氧化物的水化物酸性强弱
D．单质熔点的高低
答案 D
解析 熔点属于物理性质，与元素的非金属性无关。
8．下列事实与推论相符的是( )
选项 事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性：O＞S
B 盐酸的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性：Cl＞S
C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 金属性：Na＞K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性：F＞Cl
答案 D
解析 物质沸点的高低与元素的非金属性强弱无关，A项错误；HCl是无氧酸，H2SO3不是S的最高价含氧酸，不能证明非金属性：Cl＞S，B项错误；元素的金属性越强，其单质与水或酸反应越剧烈，钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性：K＞Na，C项错误；元素的非金属性越强，其简单氢化物的热稳定性越强，HF的热稳定性比HCl的强，则非金属性：F＞Cl，D项正确。
题组四 元素周期律
9．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
答案 C
10．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．碱性：NaOH＞Mg(OH)2
B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
C．酸性：H2SO4＞H3PO4
D．气态氢化物的热稳定性：HF＞HCl
答案 B
解析 根据元素周期律，同一周期元素从左到右，金属性减弱，最高价氧化物的水化物的碱性减弱，所以NaOH的碱性强于Mg(OH)2，A项不符合题意；元素非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以H2SO4的酸性强于H3PO4，C项不符合题意；同一主族元素从上到下，非金属性减弱，对应的气态氢化物的热稳定性减弱，所以HF的热稳定性强于HCl，D项不符合题意；盐的热稳定性比较不属于元素周期律的范畴，B项符合题意。
11．元素X、Y、Z是11～17号元素中的三种，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．气态氢化物的热稳定性：X＜Y＜Z
D．原子序数：X＜Y＜Z
答案 B
解析 最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，酸性：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则非金属性：X＞Y＞Z，B项正确；根据同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，可知三种元素的原子序数的关系为Z＜Y＜X，D项错误；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：X＜Y＜Z，A项错误；元素非金属性越强，对应气态氢化物的热稳定性越强，则气态氢化物的热稳定性：X＞Y＞Z，C项错误。
12．下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )
A．根据金属元素原子失去电子的数目来判断，失去电子较多的金属性较强
B．用Na置换MgCl2溶液中的Mg，来验证钠元素的金属性强于镁元素
C．Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，可说明元素金属性：Al＞Mg
D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
答案 D
解析 根据金属元素原子失去电子的难易程度来判断金属性强弱，金属元素原子越容易失去电子，金属性越强，与失去电子的数目没有必然联系，A项错误；Na与MgCl2溶液中的水反应生成NaOH，不能置换出Mg，B项错误；不能根据金属与碱溶液的反应来判断相应元素金属性的强弱，C项错误；可以根据元素最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较元素金属性的强弱，D项正确。
13．已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．X的原子序数比Y的小
B．X原子的最外层电子数比Y的多
C．X的原子半径比Y的大
D．X元素的最高化合价比Y的大
答案 C
解析 X元素可能为钾元素，Y元素可能为氯元素，则钾的原子序数大于氯，最外层电子数、最高化合价氯大于钾。
14．下列说法不正确的是( )
A．氢化物的热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
B．单质与氢气反应生成卤化氢由易到难的顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2
C．卤化氢水溶液的酸性：HF＞HCl＞HBr＞HI
D．氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
答案 C
解析 同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，简单氢化物的热稳定性依次减弱，则氢化物热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，A正确；同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，单质与氢气反应生成卤化氢由易到难，则与氢气反应生成卤化氢由易到难的顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2，B正确；氢氟酸是弱酸，盐酸、氢溴酸和氢碘酸是强酸，C错误；同主族元素，从上到下得电子能力依次减弱，简单氢化物还原性依次增强，则氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI，D正确。
15．在11～17号元素中：
(1)原子半径最小的元素是 (填元素符号，下同)。
(2)金属性最强的元素是 。
(3)最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (填化学式，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是 。
(5)最高价氧化物的水化物碱性最强的是 。
(6)氢氧化物中具有两性的是 。
答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al(OH)3
16．W、X、Y、Z是原子序数为1～18的元素，它们的原子核外电子层数相同且原子序数依次增大，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
(1)W、X各自的最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐和水，该反应的离子方程式为
。
(2)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 。
(3)比较Y、Z气态氢化物的稳定性 ＞ (用化学式表示)；除了可以通过比较Y、Z气态氢化物的稳定性来验证Y、Z的非金属性外，请你再设计一个简单的实验，来验证Y与Z的非金属性强弱：
。
答案 (1)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
(2)SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
(3)HCl H2S 向Na2S溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，则说明Cl的非金属性强于S
第1课时 元素周期律
[核心素养发展目标] 1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。
一、原子结构的周期性变化
1．原子序数
(1)概念：化学家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＝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号的元素原子最外层电子数
规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数重复出现从1递增到8的变化。
(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)
结合课本表5-1的数据，以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制折线图如图所示。
从上图可以得出：随着核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化。且原子序数为3～9号和11～17号元素的原子半径分别依次递减。
简单离子半径大小比较方法
(1)电子层数越多，半径越大。
(2)电子层数相同，核电荷数越多，半径越小。
(3)电子层数相同，核电荷数相同，电子数越多，半径越大。
(1)原子序数越大，原子半径一定越小( )
(2)最外层电子数：Na
(4)随着原子序数的递增，最外层电子排布均呈现由1个电子递增到8个电子的周期性变化( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)×
(2022·宁夏六盘山高级中学高一阶段练习)下列元素的原子或离子半径比较正确的是( )
A．C＞Si B．Na＜Al
C．Cl－＜Mg2＋ D．O2－＞F－
答案 D
解析 同主族元素自上而下原子半径依次增大，所以原子半径：C＜Si，A错误；同周期主族元素自左而右原子半径依次减小，所以原子半径：Na＞Al，B错误；Cl－有3个电子层，
Mg2＋只有2个电子层，所以离子半径：Cl－＞Mg2＋，C错误；O2－和F－均含2个电子层，但O2－核电荷数更小，所以半径：O2－＞F－，D正确。
二、元素性质的周期性变化
1.元素化合价
结合课本表5-2，对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示：
结论：①随着原子序数的递增，元素的最高化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低化合价呈现从－4到－1的周期性变化。
②元素的最高化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
|元素的最低化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。
2．金属性和非金属性
(1)判断依据
①通常情况下，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强；②元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。
(2)金属性强弱比较
按表中实验操作完成实验，并填写下表：
实验操作 实验现象 实验结论
剧烈反应，溶液变红 钠与冷水反应剧烈
①镁：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，溶液变浅红色； ②铝在冷水、热水中均看不到明显的变化 镁与冷水几乎不反应，但能与热水反应；铝与冷、热水均不反应
两支试管中都有气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快 镁、铝都能置换出酸中的氢离子，但镁更容易
由上述实验可知：①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢离子时，由易到难的顺序是Na＞Mg＞Al。
②钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
(3)非金属性强弱比较
填写下表空格：
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应条件 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
气态氢化物的热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
分析上表，回答下列问题：
①硅、磷、硫、氯元素的单质与氢气反应的条件由易到难的顺序为Cl2＞S＞P＞Si。
②硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。
(4)探究元素金属性与非金属性的强弱变化规律
Ⅰ.填写下表空格：
元素 最高价氧化物的水化物的化学式 酸碱性强弱
钠 NaOH 强碱
镁 Mg(OH)2 中强碱
铝 Al(OH)3 —
硅 H4SiO4 弱酸
磷 H3PO4 中强酸
硫 H2SO4 强酸
氯 HClO4 酸性更强
分析上表，回答下列问题：
①11～17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律：从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
②11～17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律：从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
结论：元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
Ⅱ.根据以上变化规律可预测Al(OH)3有碱性也有酸性。
按要求完成以下实验
实验操作 实验现象 化学方程式
向A、B两支试管中分别加入2～3 mL 2 mol·L－1的AlCl3溶液，逐滴加入6 mol·L－1氨水至过量 均生成白色胶体沉淀 AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl
向A试管中逐滴加入6.0 mol·L－1的盐酸 白色沉淀溶解，得到澄清溶液 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O
向B试管中逐滴加入6.0 mol·L－1的NaOH溶液 白色沉淀溶解，得到澄清溶液 Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
结论：Al(OH)3既可以与酸反应生成盐和水，又可以与碱反应生成盐和水，为两性氢氧化物。
(1)Na、Mg、Al元素的最高价氧化物的水化物均为强碱( )
(2)PH3的稳定性比SiH4强( )
(3)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4( )
(4)HCl的酸性大于H2CO3，所以氯的非金属性大于碳( )
(5)H2SO3的酸性大于H2CO3，所以硫的非金属性大于碳( )
答案 (1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)×
1．在化学反应中，金属原子失电子越多，该金属原子的金属性越强，这句话正确吗？试举例说明。
提示 不正确；金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
2．难失电子的原子，得电子一定容易吗？
提示 不一定；如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。
三、元素周期律
1．概念
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
2．内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。
3．实质
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。
下列关于元素周期律的叙述不正确的是( )
A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其金属性依次减弱
B．P、S、Cl最高化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C．原子半径大小关系为Na
答案 C
解析 P、S、Cl的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，由于P、S、Cl的非金属性依次增强，其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强；原子半径大小关系为Na＞Al＞Si＞Cl；因Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
1．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．元素的性质随着原子序数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(O、F除外)，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的周期性变化
答案 B
解析 A项中，只有一层电子时最外层电子数是从1到2；C项中，最低化合价从－4到－1重复出现；D项中，不包括核外电子排布的周期性变化。
2．下列元素的原子半径依次增大的是( )
A．Na、Mg、Al B．Na、O、F
C．P、Si、Al D．C、Si、P
答案 C
3．下列有关说法正确的是( )
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300 ℃时开始分解，H2O在1 000 ℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案 C
解析 A项，比较非金属性强弱时，应比较最高价氧化物的水化物的酸性；B项，Mg比Al活泼。
4．下列各组中化合物的性质比较不正确的是( )
A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4
B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
C．热稳定性：PH3＞H2S＞HCl
D．非金属性：F＞O
答案 C
解析 元素非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性就越强，非金属性：Cl＞Br＞I，则酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，A项正确；元素金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性就越强，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，B项正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：Cl＞S＞P，则热稳定性：HCl＞H2S＞PH3，C项错误；同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：F＞O，D项正确。
题组一 原子结构的周期性变化
1．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( )
A．电子层数 B．最外层电子数
C．最高化合价 D．原子半径
答案 B
2．已知下列原子的半径：
原子 N S O Si
半径r/10－10 m 0.70 1.04 0.66 1.17
根据以上数据，P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 P与N最外层电子数相同，原子序数：P＞N，则P原子半径＞0.70×10－10 m，又P与Si、S电子层数相同，原子序数：S＞P＞Si，则1.04×10－10 m＜P原子半径＜1.17×10－10 m，A项正确。
3．下列各组元素性质递变情况不正确的是( )
A．N、P、F的原子半径依次增大
B．Li、Be、B的原子最外层电子数依次增多
C．Na、K、Rb的金属性依次增强
D．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
答案 A
解析 F的原子半径比N、P的原子半径小，A错误；Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，B正确；Na、K、Rb位于元素周期表中的同一列，元素从上到下，金属性依次增强，C正确；P、S、Cl原子的最外层电子数分别为5、6、7，则P、S、Cl元素的最高化合价分别为＋5、＋6、＋7，最高化合价依次升高，D正确。
题组二 元素化合价的变化规律
4．下列图中横坐标均表示按顺序排列的11～17号元素的原子序数。根据图像变化趋势判断，纵坐标表示其最高化合价的是( )
答案 C
解析 11～17号元素，随原子序数的递增，最高化合价从＋1→＋7。
5．下列说法正确的是( )
A．非金属元素的最高化合价不超过该元素的最外层电子数
B．非金属元素的最低化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．氟原子最外层有7个电子，最高化合价为＋7
答案 A
解析 B项，非金属元素的最低化合价的绝对值等于8－该元素原子的最外层电子数；C项，氦(He)的最外层电子数为2，其是非金属原子；D项，氟元素无正化合价。
6．下列说法中正确的是( )
A．同一周期元素的原子半径越小越容易失去电子
B．一般元素的最高化合价与元素原子核外电子排布有关
C．从Li→F、Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价→＋7价的变化
D．电子层数相同的原子，其最外层电子数均呈现从1到8的周期性变化
答案 B
解析 一般元素的最高化合价与元素原子核外电子排布有关，B正确；O无最高正价，F无正价，C错误；H、He的最外层电子数从1到2，D错误。
题组三 元素的金属性和非金属性变化规律
7．下列叙述中，通常不能作为判断两种元素非金属性强弱依据的是( )
A．其气态氢化物热稳定性的强弱
B．元素原子得电子能力强弱
C．其最高价氧化物的水化物酸性强弱
D．单质熔点的高低
答案 D
解析 熔点属于物理性质，与元素的非金属性无关。
8．下列事实与推论相符的是( )
选项 事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性：O＞S
B 盐酸的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性：Cl＞S
C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 金属性：Na＞K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性：F＞Cl
答案 D
解析 物质沸点的高低与元素的非金属性强弱无关，A项错误；HCl是无氧酸，H2SO3不是S的最高价含氧酸，不能证明非金属性：Cl＞S，B项错误；元素的金属性越强，其单质与水或酸反应越剧烈，钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性：K＞Na，C项错误；元素的非金属性越强，其简单氢化物的热稳定性越强，HF的热稳定性比HCl的强，则非金属性：F＞Cl，D项正确。
题组四 元素周期律
9．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
答案 C
10．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．碱性：NaOH＞Mg(OH)2
B．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
C．酸性：H2SO4＞H3PO4
D．气态氢化物的热稳定性：HF＞HCl
答案 B
解析 根据元素周期律，同一周期元素从左到右，金属性减弱，最高价氧化物的水化物的碱性减弱，所以NaOH的碱性强于Mg(OH)2，A项不符合题意；元素非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，所以H2SO4的酸性强于H3PO4，C项不符合题意；同一主族元素从上到下，非金属性减弱，对应的气态氢化物的热稳定性减弱，所以HF的热稳定性强于HCl，D项不符合题意；盐的热稳定性比较不属于元素周期律的范畴，B项符合题意。
11．元素X、Y、Z是11～17号元素中的三种，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．气态氢化物的热稳定性：X＜Y＜Z
D．原子序数：X＜Y＜Z
答案 B
解析 最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，酸性：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则非金属性：X＞Y＞Z，B项正确；根据同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，可知三种元素的原子序数的关系为Z＜Y＜X，D项错误；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：X＜Y＜Z，A项错误；元素非金属性越强，对应气态氢化物的热稳定性越强，则气态氢化物的热稳定性：X＞Y＞Z，C项错误。
12．下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )
A．根据金属元素原子失去电子的数目来判断，失去电子较多的金属性较强
B．用Na置换MgCl2溶液中的Mg，来验证钠元素的金属性强于镁元素
C．Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，可说明元素金属性：Al＞Mg
D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
答案 D
解析 根据金属元素原子失去电子的难易程度来判断金属性强弱，金属元素原子越容易失去电子，金属性越强，与失去电子的数目没有必然联系，A项错误；Na与MgCl2溶液中的水反应生成NaOH，不能置换出Mg，B项错误；不能根据金属与碱溶液的反应来判断相应元素金属性的强弱，C项错误；可以根据元素最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较元素金属性的强弱，D项正确。
13．已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．X的原子序数比Y的小
B．X原子的最外层电子数比Y的多
C．X的原子半径比Y的大
D．X元素的最高化合价比Y的大
答案 C
解析 X元素可能为钾元素，Y元素可能为氯元素，则钾的原子序数大于氯，最外层电子数、最高化合价氯大于钾。
14．下列说法不正确的是( )
A．氢化物的热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
B．单质与氢气反应生成卤化氢由易到难的顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2
C．卤化氢水溶液的酸性：HF＞HCl＞HBr＞HI
D．氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
答案 C
解析 同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，简单氢化物的热稳定性依次减弱，则氢化物热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，A正确；同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，单质与氢气反应生成卤化氢由易到难，则与氢气反应生成卤化氢由易到难的顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2，B正确；氢氟酸是弱酸，盐酸、氢溴酸和氢碘酸是强酸，C错误；同主族元素，从上到下得电子能力依次减弱，简单氢化物还原性依次增强，则氢化物还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI，D正确。
15．在11～17号元素中：
(1)原子半径最小的元素是 (填元素符号，下同)。
(2)金属性最强的元素是 。
(3)最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (填化学式，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是 。
(5)最高价氧化物的水化物碱性最强的是 。
(6)氢氧化物中具有两性的是 。
答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al(OH)3
16．W、X、Y、Z是原子序数为1～18的元素，它们的原子核外电子层数相同且原子序数依次增大，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
(1)W、X各自的最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐和水，该反应的离子方程式为
。
(2)Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 。
(3)比较Y、Z气态氢化物的稳定性 ＞ (用化学式表示)；除了可以通过比较Y、Z气态氢化物的稳定性来验证Y、Z的非金属性外，请你再设计一个简单的实验，来验证Y与Z的非金属性强弱：
。
答案 (1)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
(2)SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
(3)HCl H2S 向Na2S溶液中通入Cl2，若溶液变浑浊，则说明Cl的非金属性强于S