课件37张PPT。1．写出钠与水反应的化学方程式，并说明钠是如何保存的。
提示 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，少量钠保存在煤油中。第三节 元素周期表的应用 2．写出Cl2和H2及NaBr溶液反应的化学方程式并说明Cl2和Br2的活泼性。1．理解金属钾及其化合物的有关的性质。
以ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同周期、同主族元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释。
2．了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。
3．了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律1.方法导引
判断元素原子失电子难易的方法
(1)根据元素的单质与水或酸发生反应置换出氢的难易：越易置换出氢，失电子越 。
(2)根据元素的最高价氧化物的水化物的碱性强弱：碱性越强，失电子的能力 。笃学一 元素原子失电子能力的递变规律 容易越强2．钠、镁、铝失电子能力验证实验剧烈反应放出H2缓慢迅速反应酸剧烈反应差逐渐减弱深红浅红两性逐渐减弱1.方法导引
判断元素原子得电子难易的方法
(1)根据元素的单质与H2化合的难易程度：化合越容易，得电子能力 。
(2)根据元素的氢化物的稳定性：稳定性越强，得电子能力 。
(3)根据元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱：酸性越强，得电子能力 。笃学二 元素原子得电子能力的递变规律 越强越强越强2．硅、磷、硫、氯性质的递变SiH4PH3H2SHClSiO2P2O5SO3Cl2O7H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4Si＜P＜S＜Cl1.递变规律
同一周期从左到右，由活泼 元素开始过渡到不太 的金属元素，再过渡到 元素，最后是性质极其稳定的 元素。
2．递变原因
随着元素原子序数的递增，元素原子的核电荷数 ，原子半径逐渐 ，原子失电子的能力逐渐 ，得电子的能力逐渐 。笃学三 认识同周期元素性质的递变规律 金属活泼非金属稀有气体增加减小减弱增强
3．性质表现
从左到右金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。表现在金属单质与 或水反应置换出氢越来越 ，最高价氧化物对应水化物的 越来越弱；而非金属单质与氢气化合越来越 ，氢化物的 性越来越强，最高价氧化物对应水化物的 越来越强。这种情况周而复始，元素周期表清楚地体现了元素的性质随原子 的递增呈现 的变化。 减弱增强酸难碱性容易稳定酸性序数周期性
【慎思1】 元素的金属性，非金属性的含义是什么？
提示 元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力，元素的非金属性是指元素的原子获得电子的能力。元素的原子失电子能力越强，该元素的金属性越强；得电子能力越强，该元素的非金属性越强。
【慎思2】 元素的金属性强弱与失电子多少有没有关系？
提示 没有任何关系，失电子多少是由原子结构所决定的，失电子多，但失电子能力不一定强，如Na和Al相比，因为二者的最外层分别有1个e－和3个e－，它们表现其金属性时，最外层电子都要失去，二者多少不等，但失电子能力Na强于Al，不能因为Al失e－多而说它的金属性强。
【慎思3】 同一周期中，非金属元素对应的所有含氧酸的酸性都随原子序数的增大而增强吗？
提示 不是。同一周期，随着原子序数的递增，非金属元素最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)酸性逐渐增强，但低价含氧酸(如HClO)不符合此规律。
【慎思4】 如何从原子结构的角度解释第3周期元素性质的递变规律？
提示 同周期元素的电子层数相同，随原子序数递增，原子核对最外层电子的吸引力增大，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强。 (1)金属元素原子失电子能力强弱判断方法：
①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。一般来说，置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。
要点一 |
②比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。
③比较元素单质间的置换反应。一般来说，失电子能力强的金属能把失电子能力弱的金属从其盐溶液或熔融物中置换出来。
④比较金属阳离子氧化性强弱。一般来说，对主族元素而言，最高价金属阳离子氧化性越强，则金属元素原子的失电子的能力就越弱。
(2)非金属元素原子得电子能力强弱判断方法：
①比较元素的单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。
②比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。
③比较非金属间的置换反应。一般来说，得电子能力强的非金属单质能把得电子能力弱的非金属从其盐溶液中置换出来。
④比较非金属元素的阴离子还原性强弱。非金属元素的阴离子还原性越强，元素原子的得电子能力就越弱。如阴离子还原性：I－＞Br－＞Cl－，则元素原子得电子能力：I＜Br＜Cl。
⑤根据两元素化合时电子转移或化合价判断。一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子得电子能力强。【例1】X、Y为同一周期的元素，如果X原子半径大于Y的原子半径，则下列说法不正确的是 ( )。
A．若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B．若X、Y均为金属元素，则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子氧化性强
C．若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定
D．若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X 解析 X、Y为同一周期的元素，X原子半径大于Y的原子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数，即Y在X的右边。依据同周期元素的性质递变规律知，若X、Y均为金属元素，从X到Y，金属性逐渐减弱，元素原子的还原性逐渐减弱，其形成的阳离子氧化性增强，故A项正确，B项错误；若X、Y均为非金属元素，同周期元素的非金属性逐渐增强，气态氢化物的稳定性也逐渐增强，故C、D项均正确。
答案 B①在化学反应中元素的原子得电子能力叫做元素的非金属性。元素原子得电子能力越强，元素的非金属性就越强。②元素的非金属性强弱，不能依据得电子的多少，而要看得电子的难易程度。③金属性、非金属性是元素的性质，而还原性、氧化性是具体某物质的性质，这是两个范畴的概念，不能混为一谈。【体验1】下列叙述中肯定能说明金属A比金属B的活泼性强的是 ( )。
A．常温时，A能从酸中置换出氢，而B不能
B．A原子电子层数比B原子的电子层数多
C．1 mol A从酸中置换生成的H2比1 mol B从酸中置换生成的H2多
D．A原子最外层电子数比B原子的最外层电子数少
解析 判断元素的金属性强弱不是依据“最外层电子数的多少”、“电子层数”、“和酸反应置换出氢的多少”，而是依据单质与水或酸反应的难易程度进行判断。
答案 A要点二 |元素周期表中同周期元素性质的变化规律 续表
【例2】已知同周期X、Y、Z 三种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4＞H2YO4＞H3XO4，下列判断正确的是 ( )。
A．3种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强
B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C．原子半径按X、Y、Z的顺序减小
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱解析 本题有两种解法。方法1(一般解法)：因为自左向右，同周期元素最高价氧化物的水化物酸性逐渐增强，所以X、Y、Z三元素的原子序数由小到大为：X＜Y＜Z。同周期元素自左向右：①原子半径逐渐减小，C项正确；②气态氢化物的稳定性逐渐增强，D项错误；③单质的氧化性逐渐增强，B项错误；④阴离子的还原性逐渐减弱，A项错误。
方法2(巧解法)：由酸性：HZO4＞H2YO4＞H3XO4，且X、Y、Z为同周期元素可设定X、Y、Z分别为：P、S、Cl(或其他元素)，则答案易知。
答案 C在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强。
【体验2】(原创题)按C、N、O、F的顺序，下列递变规律正确的是 ( )。
A．原子半径逐渐增大
B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大
D．气态氢化物稳定性逐渐减弱
解析 C、N、O、F元素处于周期表中的第2周期，结合元素周期律，在同一周期中，随着元素原子序数递增的顺序，各元素原子的原子半径逐渐减小、最高正化合价逐渐增大、气态氢化物稳定性逐渐增强、原子失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强，故A项错误，D项错误。但由于氧一般情况下无正价，氟无正价，故C项错误。
答案 B规律探究五 第3周期元素金属性和非金属性的递变规律
【实验原理】
(1)利用置换反应比较Cl和S的非金属性强弱。
(2)利用Na、Mg、Al与H2O或H＋反应的剧烈程度比较Na、Mg、Al的金属性强弱。
(3)测定同浓度H2SO4和H3PO4的pH，把H3PO4滴入Na2SiO3溶液中比较H3PO4和H2SiO3的酸性强弱，从而比较Si、P、S的非金属性强弱。【探究活动】
(1)探究Na、Mg、Al的金属性强弱(见下表)(2)探究Cl、S、P、Si的非金属性强弱(见下表)【操作提示】
(1)钠要取“黄豆粒”大小，且要用试纸擦干其表面的煤油，放在大的烧杯或玻璃水槽中进行实验。
(2)镁条、铝条最好取形状、大小一样的且放入等体积等浓度的盐酸中进行实验。
(3)氯水和H2S溶液均要新制的。
(4)测溶液的pH的操作：把一小片pH试纸放在干净的表面皿上，用干净的玻璃棒(或胶头滴管)蘸取一滴待测液点在pH试纸的中央，待变色后立即与标准比色卡进行比较。
【实验小结】
金属性：Na＞Mg＞Al；非金属性：Cl＞S＞P＞Si。【实验探究】
A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增加，它们的离子电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。回答下列问题：
(1)这4种元素的符号依次是A__________，B__________，C__________，D__________。它们的原子半径由大到小的顺序是________________________________________。
(2)分别写出这4种元素的最高价氧化物对应水化物的化学式：__________________________，分别比较酸性和碱性的强弱：__________________。
(3)写出气态氢化物的化学式：__________。比较其稳定性：__________，理由是____________________________ ________________________________________________________________________________________________。解析 由A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素。D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，所以D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20，D为钙元素。根据核电荷数依次增大，并都形成离子，排除氩元素和磷元素，B为氯元素，C为钾元素。
答案 (1)S Cl K Ca r(K)＞r(Ca)＞r(S)＞r(Cl)
(2)H2SO4、HClO4、KOH、Ca(OH)2
酸性：HClO4＞H2SO4，碱性：KOH＞Ca(OH)2
(3)HCl、H2S HCl＞H2S 因氯的原子半径小于硫，氯原子得电子能力比硫原子强 课件41张PPT。第2课时 预测同主族元素的性质1.同主族元素的原子，最外层电子数相同，决定同主族元素具有 的化学性质。
笃学一 同主族元素性质的相似性和递变规律 相似
2．同一主族，从上到下原子的核电荷数越来越多，原子的电子层数依次增多，原子半径逐渐 ；原子得电子的能力逐渐 (元素的非金属性逐渐减弱)，失电子的能力逐渐 (元素的金属性逐渐增强)；元素跟氢化合的能力逐渐 ，气态氢化物的热稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。增大减弱增强减弱减弱1.相似性笃学二 ⅦA族元素性质的相似性与递变性 7 ＋7－1化合2.递变性强弱强弱强弱弱强笃学三 碱金属元素性质的相似性和递变性 ＋1化合态强碱2．递变性小大弱强大大强1.利用元素周期表寻找新材料
人们不但在金属元素和非金属元素的交界处寻找 材料；还在过渡元素中寻找 ；位于元素周期表ⅣB到ⅥB的过渡元素中寻找 、 材料，制造火箭、导弹、宇宙飞船等；利用元素周期表，还可寻找合适的 材料、 材料等。笃学四 元素周期表的意义 半导体催化剂耐高温耐腐蚀超导磁性2．地球上化学元素的分布与元素在周期表中的位置关系
相对原子质量小的元素，地壳中含量 ，相对原子质量大的元素，地壳中含量 ；原子序数是偶数的元素地壳中含量 ，原子序数是奇数的元素地壳中含量 ；地球表面的元素多数呈现 态，地层深处的元素多数处于 态；碱金属一般是强烈的 元素，主要富集在岩石圈；科学家把元素周期表分为十个区，同一区域里的元素往往形成 。 多少多少高价低价亲石同生矿
【慎思1】 第ⅠA族元素全部为金属元素吗？
提示 不是，氢为非金属。
【慎思2】 氟单质能置换出氯化钠溶液中的氯吗？
提示 不能，氟首先要与水溶液中的水反应。 【慎思3】
五彩缤纷的焰火在空中绽放，增添了节日的喜庆。你知道焰火是怎样产生的吗？
提示 通过不同金属元素的焰色反应产生的。【慎思4】 通过小组讨论判断下列说法是否正确。
①HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱
( )。
②第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
( )。
③Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 ( )。
④第2周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 ( )。
⑤因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强
( )。
提示 ①× ②× ③√ ④√ ⑤× 1．碱金属单质
(1)相似性(用R表示碱金属元素)要点一 |碱金属单质与卤素单质的重要化学性质 ②与H2O(或酸)反应
从Li到Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb和Cs遇水发生剧烈爆炸。
③最高价氧化物对应水化物的碱性
碱性强弱顺序：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH。
(3)特殊性
①Na、K通常保存在煤油中，Li通常用石蜡密封。
②碱金属中还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。
③碱金属元素中只有Li与O2反应的产物为Li2O一种，其他元素与O2反应的产物至少有两种。2．卤素单质
(1)相似性(用X表示卤族元素)(2)递变性
①按从F到I的顺序，原子得电子能力逐渐减弱。
②F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强。
③氢化物的稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
④氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
⑤最高价含氧酸的酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，F无正价，故无含氧酸。
⑥密度：卤族元素，自上而下，单质的密度逐渐增大。
⑦熔、沸点：卤族元素同碱金属元素相反，自上而下，单质的熔、沸点逐渐升高。
⑧溶解性：除F2外，卤素单质在水中的溶解性均不大，均易溶于有机溶剂。
(3)特殊性
①在常温下，溴是唯一的液态非金属单质，易挥发。
②碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇碘变蓝色。【例1】关于卤素(用X表示)的下列叙述中，正确的是
( )。
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表 示
B．HX都极易溶于水，它们的热稳定性随着核电荷数的 增加而增强
C．从F2到I2，卤素单质的颜色随着相对分子质量的增大 而加深
D．X－离子的还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－，因此，相对 分子质量小的卤素单质可将相对分子质量大的卤素从 它的盐溶液里置换出来解析 Cl2与水的反应可表示为X2＋H2O===HXO＋HX，而F2与H2O的反应为：2F2＋2H2O===4HF＋O2，Br2、I2与水的反应为可逆反应，A项错误；从F到I，原子得电子能力逐渐减弱，故HX的热稳定性逐渐减弱，B项错误；从F2到I2，卤素单质的颜色逐渐加深，F2为浅黄绿色气体，Cl2为黄绿色气体，Br2为深红棕色液体，I2为紫黑色固体，C项正确；除了F2在水溶液中可与H2O剧烈反应外，其余卤素单质(Cl2、Br2、I2)，相对分子质量小的可将相对分子质量大的卤素从其盐溶液中置换出来，D项错误。
答案 C推测元素性质的思维方法：此类题目通常是给出不常见的或未发现的元素，推测其单质或化合物的性质。解答这类题的关键是根据该元素所在族熟悉元素的性质，根据同族元素性质的相似性和递变性，加以推测判断。【体验1】下列各组性质的比较中，不正确的是 ( )。
A．碱性：NaOH>Mg(OH)2
B．原子半径：Cl>S
C．金属性：K>Na
D．热稳定性：NH3>PH3
解析 结合第I A族和第VA族元素单质及其化合物的性质递变性可知A、C、D三项均正确。而由同周期元素的递变性可知，Cl的原子半径小于S的原子半径，故B项不正确。
答案 B要点二 |元素“位、构、性”之间的关系 【例2】A、B、C、D四种元素在周期表中分别处于元素X的四周(如右图)，已知X元素最高价氧化物的化学式为X2O5，且五种元素中有一种元素的原子半径是它们所处的同族中最小的。试确定：
(1)各元素的符号：A__________，B__________，C__________，D__________，X__________。
(2)写出C、D、X最高价氧化物对应水化物的化学式，并排列酸性由强到弱的顺序__________________ __________________________。
(3)写出A、B、X气态氢化物的化学式，并排列稳定性由强到弱的顺序______________________。
解析 解答本题的关键是首先确定元素X，推测时用到：主族序数＝最外层电子数，以及元素周期律的知识。由于X2O5中X的化合价为＋5，则X是ⅤA族元素。由于5种元素中有一种元素的原子半径是它们所处的同族中最小的，这种元素只能是B。B为ⅤA族的第一种元素N，则X为P，D为As，A为Si，C为S。
答案 (1)Si N S As P (2)H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4 (3)NH3＞PH3＞SiH4元素“位、构、性”规律中的特例
在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途：
①一般原子的原子核是由质子和中子构成，但H无中子。
②元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第1周期例外，是从氢元素开始。③大多数元素在自然界中都有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。
④元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为39.95，大于19K的39.10。
⑤一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定很多。
【体验2】在周期表主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三元素相邻，甲、乙的原子序数之和等于丙的原子序数；这四种元素原子的最外层电子数之和为20。下列判断正确的是
( )。
A．原子半径：丙＞乙＞甲＞丁
B．气态氢化物的稳定性：甲＞丙
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：丁＞甲
D．乙和甲或乙和丁所形成的化合物都是有毒物质 解析 由题意讨论推知甲丙同主族且丙在甲的下一周期，设其原子最外层电子数为x，乙、丁与甲在同一周期且左右相邻，乙、丁两原子最外层电子数之和为2x，则4x＝20，即x＝5，所以甲是N元素，丙是P元素，乙是O元素，丁是C元素。原子半径大小：丙＞丁＞甲＞乙，故A错误；N比P的非金属性强，故NH3比PH3稳定，B正确；C比N非金属性弱，最高价氧化物对应水化物的酸性H2CO3＜HNO3，故C错误；乙和丁形成的化合物CO2是无毒物质，故D错误。
答案 B规律探究六 同主族元素性质的递变规律
【知识支持】
探究同主族元素的性质递变规律，主要是比较元素的金属性、非金属性的强弱。元素的金属性是指元素原子失电子能力的大小，或形成化学键时成为阳离子的倾向大小，或价电子偏离的能力。失电子能力越大或形成阳离子倾向越大，或价电子偏离越远，其元素的金属性越强。相反，元素的非金属性就越强，其原子越易得电子，或成键时形成阴离子的倾向越大，或强烈吸引成键电子。【实验探究】
某学生做同主族元素性质递变规律的实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象。请你帮助该学生整理并完成实验报告。
(1)实验目的：________________________________ 。
(2)实验用品：
仪器：①________；②________(请填写两种主要玻璃仪器)。
药品：氯水、溴水、溴化钠溶液、碘化钾溶液、四氯化碳。
(3)实验内容(在下列空格内填写相关内容)
(4)实验结论：___________________________________ _____________________________________。 (5)问题和讨论：
①请用物质结构理论简单说明得出上述结论的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
②由于F2过于活泼，很难设计一个简单的实验验证其氧化性的强弱。试列举两个事实说明F的非金属性比Cl强：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析 (1)元素周期律包括同一周期与同一主族元素性质的变化规律。根据给出的实验药品不难看出，该学生想以同主族元素为例，设计实验验证同一主族元素性质的递变规律。
(2)本实验属于试管试验，主要使用试管和胶头滴管。
(3)根据提供的药品，显然是用Cl2、Br2、I2之间的置换反应来证明它们的氧化性强弱，用四氯化碳将置换出来的Br2或I2萃取出来，以增强实验的准确性和说服力。
(4)该小题具有一定的开放性，比如：Cl2、Br2、I2的氧化性依次减弱或非金属性依次减弱都可，但最好与该实验的实验目的相对应：即同一主族元素，自上而下，元素的非金属性依次减弱。
(5)①该题应该主要从原子核对最外层电子的吸引力大小来回答。②一般来说，置换反应能直接说明两种单质的氧化性强弱，但F2过于活泼，不好直接置换Cl2，只能用间接的证据。如可从它们与氢气反应的难易程度，与水反应的难易程度，它们的气态氢化物的稳定性等方面证明。答案 (1)探究同一主族元素性质的递变规律
(2)①试管 ②胶头滴管
(3)
(4)同一主族元素，自上而下，元素的非金属性依次减弱
(5)①同一主族元素，自上而下，元素原子的电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱
②F2在冷暗处就可以与H2剧烈反应而爆炸，而Cl2与H2只有在光照或点燃的条件下才能反应；HF比HCl稳定或F2能与H2O发生置换反应生成O2，而Cl2不能
