2023-2024学年（人教版2019）高中化学必修1第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律 学案 （含答案）
文档属性
| 名称 | 2023-2024学年（人教版2019）高中化学必修1第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律 学案 （含答案） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 381.6KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-08-06 21:49:35 | ||
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文档简介
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
[核心素养发展目标] 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化
1．原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现________________的周期性变化(第一周期除外)。
2．原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现________________的周期性变化。
提醒 原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA族～第ⅦA族之间的变化规律，不包括稀有气体元素。
思考1 为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
3．元素化合价的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈__________变化，即每周期，最高正价为______________(O无最高正价、F无正价)，负价为______________。
思考2 主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
1．判断正误
(1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7( )
(2)原子半径最小的元素是氢元素( )
(3)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH( )
(4)主族元素的最低负价等于其族序数－8( )
(5)第三周期原子半径最大的元素为钠( )
2．(2022·江西赣州期末)下列说法正确的是( )
A．原子序数越大，原子半径一定越大
B．电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大
C．元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复
D．按C、N、O、F的顺序，元素的最高正化合价依次升高
3．试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg______Ca______K；
(2)P______S______Cl；
(3)Fe3＋______Fe2＋______Fe；
(4)S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋。
“三看法”比较微粒半径的大小
一看层，层多径大；
二看核，层同核多径小；
三看电子，层同核同电子多径大，如Cl－>Cl、Fe2＋>Fe3＋。
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．预测：元素性质的递变规律
第三周期元素电子层数________，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次______，失电子的能力依次________，得电子的能力依次____________，预测它们的金属性依次________，非金属性依次________。
2．实验探究：金属性的递变规律
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着______________ 剧烈反应，溶液变成浅红色
化学反应 － Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑
结论 结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg________，则金属性：________
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀______ B中沉淀______ C中沉淀________ D中沉淀________
A、B、C、D试管中的离子方程式 A：____________________________ B：____________________________ C：______________________ D：______________________
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：________________________________
3.信息获取：非金属性的递变规律
Si P S Cl
判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃
由易到难的顺序是____________
判断依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸 (酸性比H2SO4强)
酸性：________＞__________＞____________＞__________
结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力________________，非金属性________________
4.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元素原子的________________________周期性变化的必然结果。
思考 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的原因。
1．判断正误
(1)第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4( )
(2)可以通过气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性( )
(3)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( )
(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C( )
(5)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( )
(6)因为金属钠常失去1个电子，而铝失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性( )
2．除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是( )
A．从左到右，原子半径逐渐减小
B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1
3．(2022·吉林通化高一期末)下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是( )
A．Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na＞Mg
B．F2比O2更容易与H2化合，非金属性：F＞O
C．KOH的碱性强于 Ca(OH)2，金属性：K＞Ca
D．盐酸的酸性强于H2SO3，非金属性：Cl＞S
1．如图表示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
2．某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4 B．5 C．6 D．7
3．元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)。
元素代号 A B C D E F G
原子半径/nm 0.037 0.160 0.143 0.102 0.099 0.074 0.075
主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋6、－2 ＋7、－1 －2 ＋5、－3
(1)C元素在元素周期表中的位置是第____周期第________族。
(2)B的原子结构示意图为______________________________________________________。
(3)D、E气态氢化物的稳定性：_________________________________________________
(填化学式，下同)。
(4)上述七种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是_________________________。
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
一、
1．由1到8
2．由大到小
思考1 同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
3．周期性 ＋1→＋7 －4→－1
思考2 不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。
应用体验
1．(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)√
2．C
3．(1)＜ ＜ (2)＞ ＞ (3)< < (4)＞ ＞ ＞
二、
1．相同 减小 减弱 增强 减弱 增强
2．(1)少量气泡 容易 Na>Mg
(2)溶解 溶解 溶解 不溶解 Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－ Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O 不反应 Na>Mg>Al
3．Cl、S、P、Si HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 逐渐增强 逐渐增强
4．(2)核外电子排布
思考 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
应用体验
1．(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)× (6)×
2．B
3．D [依据元素周期律，金属与水反应越剧烈，失电子能力越强，金属性越强，Na比Mg与冷水反应剧烈，则金属性：Na＞Mg，A不符合题意；非金属性越强，非金属单质与氢气化合越剧烈，F2比O2更容易与H2化合，所以非金属性：F＞O，B不符合题意；金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，KOH的碱性强于 Ca(OH)2，所以金属性：K＞Ca，C不符合题意；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，虽然盐酸的酸性强于H2SO3，但盐酸是无氧酸，且H2SO3也不是S元素的最高价含氧酸，所以不能得出：非金属性：Cl＞S，D符合题意。]
随堂演练 知识落实
1．B
2．C [设该元素的最高正价为x，最低负价为y，
则，解得x＝6，y＝－2，因此该原子的最外层电子数为6。]
3．(1)三 ⅢA (2) (3)HCl>H2S (4)HClO4
第1课时 元素性质的周期性变化规律
[核心素养发展目标] 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化
1．原子核外电子排布的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现________________的周期性变化(第一周期除外)。
2．原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例，探究元素的原子半径的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现________________的周期性变化。
提醒 原子半径的递变规律指同一周期第ⅠA族～第ⅦA族之间的变化规律，不包括稀有气体元素。
思考1 为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
3．元素化合价的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈__________变化，即每周期，最高正价为______________(O无最高正价、F无正价)，负价为______________。
思考2 主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
1．判断正误
(1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7( )
(2)原子半径最小的元素是氢元素( )
(3)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH( )
(4)主族元素的最低负价等于其族序数－8( )
(5)第三周期原子半径最大的元素为钠( )
2．(2022·江西赣州期末)下列说法正确的是( )
A．原子序数越大，原子半径一定越大
B．电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大
C．元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复
D．按C、N、O、F的顺序，元素的最高正化合价依次升高
3．试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg______Ca______K；
(2)P______S______Cl；
(3)Fe3＋______Fe2＋______Fe；
(4)S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋。
“三看法”比较微粒半径的大小
一看层，层多径大；
二看核，层同核多径小；
三看电子，层同核同电子多径大，如Cl－>Cl、Fe2＋>Fe3＋。
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．预测：元素性质的递变规律
第三周期元素电子层数________，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次______，失电子的能力依次________，得电子的能力依次____________，预测它们的金属性依次________，非金属性依次________。
2．实验探究：金属性的递变规律
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度
操作
现象 镁条表面附着______________ 剧烈反应，溶液变成浅红色
化学反应 － Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑
结论 结合Na与水的反应的现象，Na与水反应置换H2比Mg________，则金属性：________
(2)Mg、Al元素金属性强弱比较
原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
物质 Al(OH)3 Mg(OH)2
操作
现象 A中沉淀______ B中沉淀______ C中沉淀________ D中沉淀________
A、B、C、D试管中的离子方程式 A：____________________________ B：____________________________ C：______________________ D：______________________
结论 Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：________________________________
3.信息获取：非金属性的递变规律
Si P S Cl
判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃
由易到难的顺序是____________
判断依据 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸 (酸性比H2SO4强)
酸性：________＞__________＞____________＞__________
结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力________________，非金属性________________
4.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元素原子的________________________周期性变化的必然结果。
思考 从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的原因。
1．判断正误
(1)第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4( )
(2)可以通过气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性( )
(3)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( )
(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C( )
(5)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( )
(6)因为金属钠常失去1个电子，而铝失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性( )
2．除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是( )
A．从左到右，原子半径逐渐减小
B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1
3．(2022·吉林通化高一期末)下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是( )
A．Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na＞Mg
B．F2比O2更容易与H2化合，非金属性：F＞O
C．KOH的碱性强于 Ca(OH)2，金属性：K＞Ca
D．盐酸的酸性强于H2SO3，非金属性：Cl＞S
1．如图表示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
2．某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4 B．5 C．6 D．7
3．元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)。
元素代号 A B C D E F G
原子半径/nm 0.037 0.160 0.143 0.102 0.099 0.074 0.075
主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋6、－2 ＋7、－1 －2 ＋5、－3
(1)C元素在元素周期表中的位置是第____周期第________族。
(2)B的原子结构示意图为______________________________________________________。
(3)D、E气态氢化物的稳定性：_________________________________________________
(填化学式，下同)。
(4)上述七种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是_________________________。
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
一、
1．由1到8
2．由大到小
思考1 同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
3．周期性 ＋1→＋7 －4→－1
思考2 不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。
应用体验
1．(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)√
2．C
3．(1)＜ ＜ (2)＞ ＞ (3)< < (4)＞ ＞ ＞
二、
1．相同 减小 减弱 增强 减弱 增强
2．(1)少量气泡 容易 Na>Mg
(2)溶解 溶解 溶解 不溶解 Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－ Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O 不反应 Na>Mg>Al
3．Cl、S、P、Si HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 逐渐增强 逐渐增强
4．(2)核外电子排布
思考 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
应用体验
1．(1)× (2)√ (3)× (4)× (5)× (6)×
2．B
3．D [依据元素周期律，金属与水反应越剧烈，失电子能力越强，金属性越强，Na比Mg与冷水反应剧烈，则金属性：Na＞Mg，A不符合题意；非金属性越强，非金属单质与氢气化合越剧烈，F2比O2更容易与H2化合，所以非金属性：F＞O，B不符合题意；金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，KOH的碱性强于 Ca(OH)2，所以金属性：K＞Ca，C不符合题意；非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，虽然盐酸的酸性强于H2SO3，但盐酸是无氧酸，且H2SO3也不是S元素的最高价含氧酸，所以不能得出：非金属性：Cl＞S，D符合题意。]
随堂演练 知识落实
1．B
2．C [设该元素的最高正价为x，最低负价为y，
则，解得x＝6，y＝－2，因此该原子的最外层电子数为6。]
3．(1)三 ⅢA (2) (3)HCl>H2S (4)HClO4