5.1 第1课时 元素周期律 学案（含答案） 2023-2024学年高一化学苏教版（2020）必修第一册
文档属性
| 名称 | 5.1 第1课时 元素周期律 学案（含答案） 2023-2024学年高一化学苏教版（2020）必修第一册 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 168.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-07-23 09:12:18 | ||
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文档简介
5.1 第1课时 元素周期律
【学习目标】
1.掌握元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和非金属性的变化规律,并由此认识元素周期律。
2.理解元素周期律的内容和实质。
【合作探究】
【学习情境】
1875年,法国化学家布瓦博德朗在法国科学院《科学报告集》上公布,发现了一种新元素的单质——镓,并且给出了有关这种新元素的性质。可是不久,他收到了一封来自彼得堡的信,署名是门捷列夫,信中以非常肯定的语气指出了关于新元素性质测定的不准确性,尤其是比重,不应该是4.7,而应在5.9到6.0之间。布瓦博德朗是个非常谦虚谨慎的人,于是他又重新仔细地做了比重实验,结果确定是5.94,与门捷列夫的预言完全一致。你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗
任务1 原子结构和原子半径的变化规律
【新知生成】
一、认识原子序数
按照 由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫原子序数。元素的原子序数在数值上等于该元素原子的 。
二、探究元素原子核外电子排布的规律
根据上图,分析3~10号及11~18号元素原子最外层电子数的变化规律: 。
三、探究元素原子半径变化的规律
下表为3~9号和11~17号元素的原子半径:
3~9号元素 3Li (锂) 4Be (铍) 5B (硼) 6C (碳) 7N (氮) 8O (氧) 9F (氟)
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
11~17号元素 11Na (钠) 12Mg (镁) 13Al (铝) 14Si (硅) 15P (磷) 16S (硫) 17Cl (氯)
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
注:1pm=10-12 m
从上表可以得到:3~9号元素、11~17号元素原子半径随着核电荷数的递增都逐渐 。
四、元素的化学性质决定因素
元素的化学性质由原子 决定。金属元素的原子最外层电子数一般少于4,在化学反应中容易 电子,达到稳定结构;而非金属元素的原子最外层电子数一般多于4,在化学反应中易 电子而达到8电子的稳定结构。
【答案】核电荷数 核电荷数 3~10号及11~18号元素原子最外层电子数随着元素核电荷数的递增,均从1递增到8 减小 最外层电子数 失去 得到
【核心突破】
典例1 下列粒子半径大小比较正确的是( )。
A.原子半径:F>Cl
B.原子半径:Na>Mg
C.离子半径:S2-D.离子半径:Na+>Cl-
【答案】B
【解析】氟原子与氯原子最外层电子数相同,随着电子层数的增加,原子半径逐渐增大,所以氯原子的半径较大,A项错误;钠、镁是具有相同电子层数的原子,随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,B项正确;电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,C项错误;钠离子与氯离子相比较,氯离子的电子层数多,则半径大,D项错误。
归纳总结
微粒半径大小比较规律
微粒半径大小主要由电子层数、核电荷数和核外电子数决定。
1.核电荷数相同,核外电子数越多,微粒半径越大。
(1)r(阴离子)>r(原子):r(H-)>r(H);
(2)r(原子)>r(阳离子):r(H)>r(H+);
(3)r(低价阳离子)>r(高价阳离子):r(Fe2+)>r(Fe3+)。
2.电子层数相同,核电荷数越大,微粒半径越小。
r(Li)>r(Be)>r(B)>r(C)>r(N)>r(O)>r(F);
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
3.最外层电子数相同,电子层数越多,原子或离子半径越大。
r(Li)r(Li+)4.核外电子数相同,核电荷数越多,离子半径越小。
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+);
r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
训练1 已知下列元素原子的半径:
原子 N S O Si
半径r/pm 75.0 102 73.0 111
根据以上数据,推测磷原子的半径可能是( )。
A.80.0pm B.110pm C.120pm D.70.0pm
【答案】B
【解析】磷原子与氮原子最外层电子数相同,但磷原子电子层数多,故原子半径P>N,磷原子与硫、硅原子电子层数相同,核电荷数Si任务2 元素主要化合价的变化规律
【新知生成】
1.根据下表中的数据,请以原子序数为横坐标,元素最高正价和最低负价为纵坐标,在坐标系中绘出1~17号元素化合价随原子序数变化的关系图,并总结变化规律: 。
1~18号元素最高化合价和最低化合价
1~9号元素 H He Li Be B C N O F
最高和最低化合价 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10~18号元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最低化合价 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
【答案】随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现周期性变化,即同一周期元素的最高正化合价呈现+1→+7(O无最高正价,F无正价),最低负化合价呈现-4→-1的周期性变化。
2.元素的原子最外层电子数是否一定等于其最高正化合价数
【答案】不一定。氧元素没有+6价,氟元素只有负价,没有正价。
3.3~17号元素中除O、F、Ne外,元素的最高正化合价与最低负化合价之间有什么关系
【答案】元素的最高正化合价=原子最外层电子数;元素的最低负化合价(非金属具有)=原子最外层电子数-8;最高正化合价+|最低负化合价|=8。
【核心突破】
典例2 下列各组元素是按最高正价由高到低、最低负价绝对值由低到高顺序排列的是( )。
A.Na、Mg、Al B.F、O、N C.N、O、F D.S、P、Si
【答案】D
【解析】A项,最高正价由低到高;B、C两项,F无正价;D项,各元素的最高正价分别为+6、+5、+4,最低负价绝对值分别为2、3、4。
归纳总结
元素原子最外层电子数与元素化合价的关系
1.元素原子的最外层电子数<4(He除外)时,一般容易失去最外层全部电子表现最高正价,没有最低负价(H有-1价)。
2.元素原子的最外层电子数=4时,既不容易失去最外层电子,也不容易得到电子,最高正价为+4,最低负价为-4。
3.元素原子的最外层电子数>4时,一般容易得到电子达到8电子稳定结构,表现最低负价,也可以表现最高正价(O、F除外)。
训练2 下列各组元素性质的递变情况错误的是( )。
A.B、C、N原子最外层电子数依次增多
B.Na、Mg、Al元素最高正价依次升高
C.Li、Be、B原子半径依次增大
D.Be、Mg、Ca的电子层数依次增多
【答案】C
【解析】B、C、N原子的最外层电子数分别为3、4、5,A项正确;Na、Mg、Al元素的最高正价依次为+1、+2、+3,B项正确;Li、Be、B的原子半径依次减小,C项错误;Be、Mg、Ca的电子层数分别为2、3、4,D项正确。
任务3 元素的金属性、非金属性变化规律
【新知生成】
一、实验探究Na、Mg、Al的金属性强弱
实验操作 实验现象 实验结论
在250mL烧杯中加入少量水,滴加两滴酚酞溶液,再将一小块金属钠投入烧杯中 钠熔成小球,浮于水面,四处游动,有“咝咝”的响声,反应后溶液变红 钠与冷水反应剧烈,反应的化学方程式为
①将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中,加入适量的水和酚酞溶液,观察现象 ②加热试管 加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,溶液变为粉红色 镁与冷水几乎不反应,能与热水反应,反应的化学方程式为
在两支试管中分别加入已用砂纸打磨除去氧化膜的镁条和铝片,再向试管中各加入2mL 2mol·L-1盐酸 两支试管内都有无色气泡冒出,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,但镁更容易,反应的化学方程式为 ,
(1)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 ,钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序是 。
(2)归纳金属性变化规律:当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,元素的金属性逐渐 。
二、探究Si、P、S、Cl的非金属性强弱
元素 Si P S Cl
单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃
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、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为 ;硅、磷、硫、氯对应气态氢化物的热稳定性由弱到强的顺序为 ;硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为 。
(2)归纳非金属性变化规律:当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,元素的非金属性逐渐 (稀有气体元素除外)。
三、元素周期律
元素的性质( 、 、 和 )随着元素 的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
元素原子 的周期性变化(本质、原因)决定了元素性质的周期性变化(表象、结果)。
【答案】一、2Na+2H2O2NaOH+H2↑ Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ Mg+2HClMgCl2+H2↑ 2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑ (1)Na>Mg>Al Na>Mg>Al (2)减弱
二、(1)Cl2>S>P>Si SiH4S>P>Si (2)增强
三、原子半径 主要化合价 金属性 非金属性 核电荷数 核外电子排布
【核心突破】
典例3 探究元素金属性与非金属性的强弱规律
(1)填写表中空格:
元素 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯
最高价氧化物对应水化物的化学式 H3PO4 H2SO4
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 强 碱 弱 碱 弱 酸 弱 酸 强酸 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对应水化物的酸碱性强弱变化规律:从左到右,碱性逐渐 ,酸性逐渐 。
②11~17号元素的金属性和非金属性强弱变化规律:从左到右,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
(2)按要求完成下列实验
①在两支洁净的试管中分别加入2~3mL 2mol·L-1 AlCl3溶液,逐滴加入稀氨水至过量,观察到的实验现象是 。反应的化学方程式是 。
②向实验①的一支试管中逐滴滴入6mol·L-1的盐酸,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的化学方程式为 。
③向实验①的另一支试管中逐滴加入6mol·L-1的NaOH溶液,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液。反应的化学方程式为 。
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 。
【答案】(1)NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4(或H2SiO3) HClO4 两性氢氧化物 ①减弱 增强
②减弱 增强 (2)①产生白色胶状沉淀 AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl ②Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O ③Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O 两性氢氧化物
归纳总结
元素的金属(非金属)性是指元素原子失(得)电子能力。比较元素金属(非金属)性强弱,其实质是看元素原子失去(得到)电子的难易程度,越容易失去(得到)电子,元素的金属性(非金属性)越强。
1.元素金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多),最外层电子数越少,元素的金属性越强
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出氢,元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强,元素的金属性越强
(续表)
比较方法 结论
单质与同种非金属反应的难易 越易反应,元素的金属性越强,如由反应Fe+SFeS,2Na+SNa2S,可知金属性Na>Fe
金属单质之间的置换 如:Fe+CuSO4Cu+FeSO4,可知金属性Fe>Cu
2.元素非金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少),最外层电子数越多,元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易,形成的气态氢化物越稳定,其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性 酸性越强,其对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易 越易反应,元素的非金属性越强,如由反应2Na+Cl22NaCl,2Na+F22NaF,可知非金属性:F>Cl
非金属单质之间置换 如:Cl2+Na2SS↓+2NaCl,可知非金属性:Cl>S
3.判断元素非金属性强弱时应注意以下几点
(1)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高,说明非金属性:Cl>S。
(2)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性:HClO>H2SO4,说明非金属性:Cl>S。
(3)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性:HClO(4)原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。如不能用氯原子在反应中得到1个电子,硫原子在反应中得到2个电子,说明非金属性:S>Cl。
(5)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性:HCl>H2S,说明非金属性:Cl>S。
(6)原子的最外层电子数或元素的最高正价与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为+7价而硫的最高价为+6价,说明非金属性:Cl>S。
训练3 下列事实不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是( )。
①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S ⑤Cl原子最外层有7个电子,S原子最外层有6个电子 ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS
A.②⑤ B.①②⑥ C.①②④ D.①③⑤
【答案】A
【解析】气态氢化物越稳定或最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,元素的非金属性越强,①③正确;不能根据含氧酸的氧化性判断元素的非金属性,②错误;Cl2与H2S发生置换反应:Cl2+H2SS↓+2HCl,氧化性:Cl2>S,非金属性:Cl>S,④正确;不能根据原子最外层电子数的多少判断元素非金属性,⑤错误;与同一变价金属反应时,金属被氧化的程度越大,则非金属单质的氧化性越强,其非金属性越强,⑥正确。
课堂小结
【随堂检测】
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
【答案】C
2.下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图,下列说法不正确的是( )。
A.气态氢化物的稳定性:R>W
B.X与Y可以形成原子个数比为1∶1和1∶2的两种化合物
C.由X、Y、Z、W、R五种元素形成的简单离子中半径最小的是X2-
D.Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应
【答案】C
【解析】在短周期元素中,既有+7价又有-1价的只有Cl元素,则R为Cl元素;X的化合价为-2价,没有正化合价,故X为O元素;Y的化合价为+1价,处于第三周期,所以Y为Na元素;Z位于第三周期且化合价为+3价,Z为Al元素;W的化合价为+6价和-2价,W应为S元素。非金属性:Cl>S,故HCl的热稳定性比H2S强,A项正确;氧元素和钠元素可以形成过氧化钠、氧化钠两种化合物,其原子个数比分别为1∶1和1∶2,B项正确;电子层结构相同的离子,核电荷数越大其离子半径越小,所以离子半径:S2->Cl-,O2->Na+>Al3+,再根据“离子电子层越多,离子半径越大”,故离子半径:S2->Cl->O2->Na+>Al3+,离子半径最小的是Al3+,C项错误;氢氧化钠和氢氧化铝可以发生反应:NaOH+Al(OH)3NaAlO2+2H2O,D项正确。
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是( )。
选项 事实 推论
A 与冷水反应,Na比Mg剧烈 金属性:Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性:Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性:S>C
D H2+Cl22HCl H2+I22HI 非金属性:Cl>I
【答案】C
4. 原子序数为11~17的元素中:
(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)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是 (填化学式,下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是 。
(5)最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是 。
【答案】(1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH
【解析】电子层数相同:核电荷数越大,原子半径越小,非金属性越强;核电荷数越小,原子半径越大,金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性最强的应为Na。(3)非金属性最强的元素,其最高价氧化物对应水化物的酸性最强,氯的非金属性最强,其对应的酸是HClO4。(4)非金属性最弱的元素是Si,其对应的气态氢化物最不稳定。(5)金属性最强的元素是Na,其最高价氧化物对应的水化物是NaOH,碱性最强。
2
【学习目标】
1.掌握元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和非金属性的变化规律,并由此认识元素周期律。
2.理解元素周期律的内容和实质。
【合作探究】
【学习情境】
1875年,法国化学家布瓦博德朗在法国科学院《科学报告集》上公布,发现了一种新元素的单质——镓,并且给出了有关这种新元素的性质。可是不久,他收到了一封来自彼得堡的信,署名是门捷列夫,信中以非常肯定的语气指出了关于新元素性质测定的不准确性,尤其是比重,不应该是4.7,而应在5.9到6.0之间。布瓦博德朗是个非常谦虚谨慎的人,于是他又重新仔细地做了比重实验,结果确定是5.94,与门捷列夫的预言完全一致。你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗
任务1 原子结构和原子半径的变化规律
【新知生成】
一、认识原子序数
按照 由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫原子序数。元素的原子序数在数值上等于该元素原子的 。
二、探究元素原子核外电子排布的规律
根据上图,分析3~10号及11~18号元素原子最外层电子数的变化规律: 。
三、探究元素原子半径变化的规律
下表为3~9号和11~17号元素的原子半径:
3~9号元素 3Li (锂) 4Be (铍) 5B (硼) 6C (碳) 7N (氮) 8O (氧) 9F (氟)
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
11~17号元素 11Na (钠) 12Mg (镁) 13Al (铝) 14Si (硅) 15P (磷) 16S (硫) 17Cl (氯)
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
注:1pm=10-12 m
从上表可以得到:3~9号元素、11~17号元素原子半径随着核电荷数的递增都逐渐 。
四、元素的化学性质决定因素
元素的化学性质由原子 决定。金属元素的原子最外层电子数一般少于4,在化学反应中容易 电子,达到稳定结构;而非金属元素的原子最外层电子数一般多于4,在化学反应中易 电子而达到8电子的稳定结构。
【答案】核电荷数 核电荷数 3~10号及11~18号元素原子最外层电子数随着元素核电荷数的递增,均从1递增到8 减小 最外层电子数 失去 得到
【核心突破】
典例1 下列粒子半径大小比较正确的是( )。
A.原子半径:F>Cl
B.原子半径:Na>Mg
C.离子半径:S2-
【答案】B
【解析】氟原子与氯原子最外层电子数相同,随着电子层数的增加,原子半径逐渐增大,所以氯原子的半径较大,A项错误;钠、镁是具有相同电子层数的原子,随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,B项正确;电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,C项错误;钠离子与氯离子相比较,氯离子的电子层数多,则半径大,D项错误。
归纳总结
微粒半径大小比较规律
微粒半径大小主要由电子层数、核电荷数和核外电子数决定。
1.核电荷数相同,核外电子数越多,微粒半径越大。
(1)r(阴离子)>r(原子):r(H-)>r(H);
(2)r(原子)>r(阳离子):r(H)>r(H+);
(3)r(低价阳离子)>r(高价阳离子):r(Fe2+)>r(Fe3+)。
2.电子层数相同,核电荷数越大,微粒半径越小。
r(Li)>r(Be)>r(B)>r(C)>r(N)>r(O)>r(F);
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
3.最外层电子数相同,电子层数越多,原子或离子半径越大。
r(Li)
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+);
r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
训练1 已知下列元素原子的半径:
原子 N S O Si
半径r/pm 75.0 102 73.0 111
根据以上数据,推测磷原子的半径可能是( )。
A.80.0pm B.110pm C.120pm D.70.0pm
【答案】B
【解析】磷原子与氮原子最外层电子数相同,但磷原子电子层数多,故原子半径P>N,磷原子与硫、硅原子电子层数相同,核电荷数Si
【新知生成】
1.根据下表中的数据,请以原子序数为横坐标,元素最高正价和最低负价为纵坐标,在坐标系中绘出1~17号元素化合价随原子序数变化的关系图,并总结变化规律: 。
1~18号元素最高化合价和最低化合价
1~9号元素 H He Li Be B C N O F
最高和最低化合价 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10~18号元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最低化合价 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
【答案】随着原子序数的递增,元素的主要化合价呈现周期性变化,即同一周期元素的最高正化合价呈现+1→+7(O无最高正价,F无正价),最低负化合价呈现-4→-1的周期性变化。
2.元素的原子最外层电子数是否一定等于其最高正化合价数
【答案】不一定。氧元素没有+6价,氟元素只有负价,没有正价。
3.3~17号元素中除O、F、Ne外,元素的最高正化合价与最低负化合价之间有什么关系
【答案】元素的最高正化合价=原子最外层电子数;元素的最低负化合价(非金属具有)=原子最外层电子数-8;最高正化合价+|最低负化合价|=8。
【核心突破】
典例2 下列各组元素是按最高正价由高到低、最低负价绝对值由低到高顺序排列的是( )。
A.Na、Mg、Al B.F、O、N C.N、O、F D.S、P、Si
【答案】D
【解析】A项,最高正价由低到高;B、C两项,F无正价;D项,各元素的最高正价分别为+6、+5、+4,最低负价绝对值分别为2、3、4。
归纳总结
元素原子最外层电子数与元素化合价的关系
1.元素原子的最外层电子数<4(He除外)时,一般容易失去最外层全部电子表现最高正价,没有最低负价(H有-1价)。
2.元素原子的最外层电子数=4时,既不容易失去最外层电子,也不容易得到电子,最高正价为+4,最低负价为-4。
3.元素原子的最外层电子数>4时,一般容易得到电子达到8电子稳定结构,表现最低负价,也可以表现最高正价(O、F除外)。
训练2 下列各组元素性质的递变情况错误的是( )。
A.B、C、N原子最外层电子数依次增多
B.Na、Mg、Al元素最高正价依次升高
C.Li、Be、B原子半径依次增大
D.Be、Mg、Ca的电子层数依次增多
【答案】C
【解析】B、C、N原子的最外层电子数分别为3、4、5,A项正确;Na、Mg、Al元素的最高正价依次为+1、+2、+3,B项正确;Li、Be、B的原子半径依次减小,C项错误;Be、Mg、Ca的电子层数分别为2、3、4,D项正确。
任务3 元素的金属性、非金属性变化规律
【新知生成】
一、实验探究Na、Mg、Al的金属性强弱
实验操作 实验现象 实验结论
在250mL烧杯中加入少量水,滴加两滴酚酞溶液,再将一小块金属钠投入烧杯中 钠熔成小球,浮于水面,四处游动,有“咝咝”的响声,反应后溶液变红 钠与冷水反应剧烈,反应的化学方程式为
①将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中,加入适量的水和酚酞溶液,观察现象 ②加热试管 加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,溶液变为粉红色 镁与冷水几乎不反应,能与热水反应,反应的化学方程式为
在两支试管中分别加入已用砂纸打磨除去氧化膜的镁条和铝片,再向试管中各加入2mL 2mol·L-1盐酸 两支试管内都有无色气泡冒出,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,但镁更容易,反应的化学方程式为 ,
(1)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 ,钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序是 。
(2)归纳金属性变化规律:当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,元素的金属性逐渐 。
二、探究Si、P、S、Cl的非金属性强弱
元素 Si P S Cl
单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃
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、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为 ;硅、磷、硫、氯对应气态氢化物的热稳定性由弱到强的顺序为 ;硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为 。
(2)归纳非金属性变化规律:当元素原子的核外电子层数相同时,随着核电荷数的递增,元素的非金属性逐渐 (稀有气体元素除外)。
三、元素周期律
元素的性质( 、 、 和 )随着元素 的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
元素原子 的周期性变化(本质、原因)决定了元素性质的周期性变化(表象、结果)。
【答案】一、2Na+2H2O2NaOH+H2↑ Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ Mg+2HClMgCl2+H2↑ 2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑ (1)Na>Mg>Al Na>Mg>Al (2)减弱
二、(1)Cl2>S>P>Si SiH4
三、原子半径 主要化合价 金属性 非金属性 核电荷数 核外电子排布
【核心突破】
典例3 探究元素金属性与非金属性的强弱规律
(1)填写表中空格:
元素 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯
最高价氧化物对应水化物的化学式 H3PO4 H2SO4
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 强 碱 弱 碱 弱 酸 弱 酸 强酸 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对应水化物的酸碱性强弱变化规律:从左到右,碱性逐渐 ,酸性逐渐 。
②11~17号元素的金属性和非金属性强弱变化规律:从左到右,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
(2)按要求完成下列实验
①在两支洁净的试管中分别加入2~3mL 2mol·L-1 AlCl3溶液,逐滴加入稀氨水至过量,观察到的实验现象是 。反应的化学方程式是 。
②向实验①的一支试管中逐滴滴入6mol·L-1的盐酸,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的化学方程式为 。
③向实验①的另一支试管中逐滴加入6mol·L-1的NaOH溶液,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液。反应的化学方程式为 。
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 。
【答案】(1)NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4(或H2SiO3) HClO4 两性氢氧化物 ①减弱 增强
②减弱 增强 (2)①产生白色胶状沉淀 AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl ②Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O ③Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O 两性氢氧化物
归纳总结
元素的金属(非金属)性是指元素原子失(得)电子能力。比较元素金属(非金属)性强弱,其实质是看元素原子失去(得到)电子的难易程度,越容易失去(得到)电子,元素的金属性(非金属性)越强。
1.元素金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多),最外层电子数越少,元素的金属性越强
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出氢,元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强,元素的金属性越强
(续表)
比较方法 结论
单质与同种非金属反应的难易 越易反应,元素的金属性越强,如由反应Fe+SFeS,2Na+SNa2S,可知金属性Na>Fe
金属单质之间的置换 如:Fe+CuSO4Cu+FeSO4,可知金属性Fe>Cu
2.元素非金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少),最外层电子数越多,元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易,形成的气态氢化物越稳定,其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性 酸性越强,其对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易 越易反应,元素的非金属性越强,如由反应2Na+Cl22NaCl,2Na+F22NaF,可知非金属性:F>Cl
非金属单质之间置换 如:Cl2+Na2SS↓+2NaCl,可知非金属性:Cl>S
3.判断元素非金属性强弱时应注意以下几点
(1)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高,说明非金属性:Cl>S。
(2)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性:HClO>H2SO4,说明非金属性:Cl>S。
(3)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性:HClO
(5)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性:HCl>H2S,说明非金属性:Cl>S。
(6)原子的最外层电子数或元素的最高正价与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为+7价而硫的最高价为+6价,说明非金属性:Cl>S。
训练3 下列事实不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是( )。
①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S ⑤Cl原子最外层有7个电子,S原子最外层有6个电子 ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS
A.②⑤ B.①②⑥ C.①②④ D.①③⑤
【答案】A
【解析】气态氢化物越稳定或最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,元素的非金属性越强,①③正确;不能根据含氧酸的氧化性判断元素的非金属性,②错误;Cl2与H2S发生置换反应:Cl2+H2SS↓+2HCl,氧化性:Cl2>S,非金属性:Cl>S,④正确;不能根据原子最外层电子数的多少判断元素非金属性,⑤错误;与同一变价金属反应时,金属被氧化的程度越大,则非金属单质的氧化性越强,其非金属性越强,⑥正确。
课堂小结
【随堂检测】
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
【答案】C
2.下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图,下列说法不正确的是( )。
A.气态氢化物的稳定性:R>W
B.X与Y可以形成原子个数比为1∶1和1∶2的两种化合物
C.由X、Y、Z、W、R五种元素形成的简单离子中半径最小的是X2-
D.Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应
【答案】C
【解析】在短周期元素中,既有+7价又有-1价的只有Cl元素,则R为Cl元素;X的化合价为-2价,没有正化合价,故X为O元素;Y的化合价为+1价,处于第三周期,所以Y为Na元素;Z位于第三周期且化合价为+3价,Z为Al元素;W的化合价为+6价和-2价,W应为S元素。非金属性:Cl>S,故HCl的热稳定性比H2S强,A项正确;氧元素和钠元素可以形成过氧化钠、氧化钠两种化合物,其原子个数比分别为1∶1和1∶2,B项正确;电子层结构相同的离子,核电荷数越大其离子半径越小,所以离子半径:S2->Cl-,O2->Na+>Al3+,再根据“离子电子层越多,离子半径越大”,故离子半径:S2->Cl->O2->Na+>Al3+,离子半径最小的是Al3+,C项错误;氢氧化钠和氢氧化铝可以发生反应:NaOH+Al(OH)3NaAlO2+2H2O,D项正确。
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是( )。
选项 事实 推论
A 与冷水反应,Na比Mg剧烈 金属性:Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性:Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性:S>C
D H2+Cl22HCl H2+I22HI 非金属性:Cl>I
【答案】C
4. 原子序数为11~17的元素中:
(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)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的酸是 (填化学式,下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是 。
(5)最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是 。
【答案】(1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH
【解析】电子层数相同:核电荷数越大,原子半径越小,非金属性越强;核电荷数越小,原子半径越大,金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性最强的应为Na。(3)非金属性最强的元素,其最高价氧化物对应水化物的酸性最强,氯的非金属性最强,其对应的酸是HClO4。(4)非金属性最弱的元素是Si,其对应的气态氢化物最不稳定。(5)金属性最强的元素是Na,其最高价氧化物对应的水化物是NaOH,碱性最强。
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