5.1.1　元素周期律 学案（含答案）高中化学 苏教版（2019） 必修 第一册

5.1.1　元素周期律
1. 了解原子核外电子的排布，能画出1～18号元素的原子结构示意图。
2. 结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，构建元素周期律。
3. 能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
4. 能使用元素周期律比较原子半径、元素的金属性和非金属性。
5. 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。
1. 根据原子结构分析原子不带电的原因。
2. 化学家将元素按照核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫作原子序数，所以元素的原子序数在数值上等于原子的核电荷数。化学家为什么要将元素按核电荷数进行编号？
3. 核外电子排布有哪些规律？
活动二：探究核电荷数1～18号的元素最外层电子数变化规律
1. 画出1～18号元素的原子结构示意图。
2. 结合元素原子结构示意图和右图，讨论元素最外层
电子数与核电荷数之间的关系。
核电荷数为1～18的元素原子最外层电子数
下表所示为原子序数3～9、11～17号元素的原子半径。
第二周期元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
分析表格中数据。
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，在右图的坐标系中表示出3～9号元素、11～17号元素原子的最外层电子数和原子半径所对应的点，并把这两组点分别用平滑的曲线连接起来。
讨论原子半径随原子序数的变化规律。
活动四：探究元素化合价变化规律
我们知道，物质的性质与其结构有着密切的联系，元素的性质主要是由元素原子核外电子排布决定的。那么，元素的性质是否也随着核电荷数的递增呈现周期性变化呢？
分析下表中元素化合价。
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
上表给出了原子序数为1～18号元素的最高化合价和最低化合价，请你以原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，用不同颜色的笔画出折线图，探索元素的最高和最低化合价随核电荷数变化的规律。
1～18号元素最高和最低化合价示意图
1. 元素的最高化合价和最低化合价的数值与原子最外层电子数有什么关系？
2. 最高化合价或最低负化合价的变化规律是什么？ 随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现怎样的变化？
1. 元素的原子失电子能力可以用金属性来衡量，元素原子的得电子能力可以用非金属性来衡量。元素单质或化合物的哪些性质可帮助判断元素的金属性、非金属性强弱？
2. 探究Na、Mg、Al的金属性强弱。
①完成下列表格所涉及的实验，将反应的相对剧烈程度记录下来。
实验 物质
Na Mg Al
与水反应 与冷水反应 无明显现象
与热水反应 无明显现象
与盐酸反应
实验结论
②通过最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，探究Na、Mg、Al的金属性强弱。
最高价氧化物对应的水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
碱性强弱 中强碱
实验结论
3. 比较Si、P、S、Cl的非金属性强弱。
Si P S Cl
单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃爆炸
气态氢化物的化学式
氢化物稳定性
最低化合价
最高价氧化物对应的 水化物的化学式
最高价氧化物 对应的水化物酸性强弱
最高化合价
结论 非金属性：
4. 分析下表：
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸碱性强弱 强碱 中强碱 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强
根据11～17号元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性强弱的变化规律，预测Al(OH)3可能具有的性质是____________________________________________。
通过观察下列实验现象验证你的猜想。在两支洁净的试管中分别加入2～3 mL 2 mol/L氯化铝溶液，逐滴加入6 mol/L氨水，生成白色胶状物质，继续滴加氨水直到不再产生沉淀为止，即制得Al(OH)3沉淀。然后向一支试管中滴加6.0 mol/L盐酸，向另一支试管中滴加6.0 mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，记录你观察到的现象：____________________________________　　　　　　　　。写出化学方程式：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。阅读教材，了解两性氢氧化物的概念。
5. 元素哪些性质随核电荷数的增大出现怎样的周期性变化？元素周期律的内容是什么？
1. 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　)
A. 元素的原子半径呈周期性变化
B. 元素的化合价呈周期性变化
C. 元素原子的电子层数呈周期性变化
D. 元素原子的核外电子排布呈周期性变化
2. 根据元素周期律，下列有关性质的比较中，不正确的是(　　)
A. 气态氢化物的热稳定性：NH3>PH3　 B. 酸性：HClO>H2SO4
C. 碱性：NaOH3. [2024扬州广陵学测模拟]判断Cl元素的非金属性比S元素的强，可依据的事实是(　　)
A. HCl的酸性比H2SO3强 B. 常温下氯单质呈气态，硫单质呈固态
C. 氯气可溶于水，硫难溶于水 D. HCl的热稳定性比H2S的强
4. [2024南京六校联合体学测模拟改编]下列说法正确的是(　　)
A. 原子半径：r(Cl) > r(Na) B. 碱性：NaOH>Mg(OH)2
C. 非金属性：N > O D. 热稳定性：HF5. 下列递变情况中，正确的是(　　)
A. Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次减少
B. Si、P、S元素的最高正价依次降低
C. C、N、O的原子半径依次减小
D. Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次增强
6. [2025无锡期末]明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂，下列说法正确的是(　　)
A. 离子半径：Al3+>K＋ B. 非金属性：O>S
C. 热稳定性：H2S>H2O D. 碱性：Al(OH)3>KOH
7. [连云港期末]下列关于铝元素及其化合物的说法正确的是(　　)
A. Al(OH)3的碱性比Mg(OH)2的强
B. 原子的最外层电子数N：N(Al)＞N(C)
C. Al原子失电子的能力比B原子强
D. 通常条件下，Fe单质比Al单质更耐腐蚀
8. 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) 最高价氧化物对应水化物酸性最强的是　　　　（填化学式，下同）。
(4) 最不稳定的简单气态氢化物是　　　　。
(5) 最高价氧化物对应水化物碱性最强的是　　　　。
(6) 氢氧化物中具有两性的是　　　　。
5.1.1　元素周期律
【活动方案】
活动一：
1. 原子由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成，原子核所带的正电荷与核外电子所带的负电荷电量相等、电性相反，所以原子不带电。
2. 随着人们对原子内部结构的深入认识，化学家尝试将元素的宏观性质与原子的微观结构之间建立联系，研究元素的性质与核电荷数之间的关系。为了方便研究，化学家按照核电荷数从小到大的顺序给元素依次编号。
3. 核外电子总是尽量先排在能量最低的电子层里，即最先排在K层，当K层排满后，再排L层；K层最多排2个电子，L层最多排8个电子，M层最多排18个电子，各层最多排2n2个电子，但最外层最多不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。
活动二：
1.
2. 分析原子序数为1～18号的元素原子核外电子排布可以发现，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。
活动三：
画图略。元素的原子半径呈周期性变化。每隔一定元素，半径会出现周期性的变化即又由大逐渐变小。3～9号、11～17号都是随着原子序数的增大，半径逐渐减小。
活动四：
画图略。
1. 元素最高化合价等于元素原子最外层电子数(O、F除外)。元素的最低负价的数值＝8－最外层电子数。
2. 最高正价从＋1逐渐升高(O、F除外)，最低负价从－4逐渐升高。随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化。
活动五：
1. 金属单质与水或酸反应置换出氢的难易、最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，可以帮助判断元素的金属性强弱；非金属元素单质与氢气化合的难易、生成的气态氢化物的稳定性、元素最高价氧化物对应的水化物的酸性可以帮助判断元素的非金属性强弱。
2. ①剧烈反应(钠与冷水)　剧烈反应(钠与热水) 剧烈反应(钠与盐酸)　无明显现象(镁与冷水)　产生气泡速率缓慢(镁与热水)　剧烈反应(镁与盐酸)　反应较镁慢(铝与盐酸)　金属性：Na＞Mg＞Al　②强碱　两性氢氧化物　金属性：Na＞Mg＞Al
3. SiH4　PH3　H2S　HCl　氢化物稳定性逐渐增强　－4　－3　－2　－1　H2SiO3　H3PO4　H2SO4　HClO4　酸性逐渐增强　＋4　＋5　＋6 ＋7　逐渐增强
4. 氢氧化铝可能既能与酸反应，又能与碱反应　氢氧化铝遇酸、碱均溶解
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O、
Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]
Al(OH)3既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应，它是两性氢氧化物。
5. 元素原子的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。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)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。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。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，揭示了元素之间的内在关系。
【课堂反馈】
1. D
2. B　元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：N>P，气态氢化物的热稳定性：NH3>PH3，A正确；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：Cl>S，则酸性：HClO4>H2SO4，B错误；元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，金属性：Na3. D　判断Cl元素的非金属性比S元素的强，可依据单质氧化性Cl2>S；可依据最高价含氧酸的酸性HClO4>H2SO4；可依据简单氢化物的热稳定性HCl>H2S。故选D。
4. B　同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径r(Cl)＜r(Na)，A错误；同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，则碱性NaOH＞Mg(OH)2，B正确；非金属性N＜O，C错误；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，简单氢化物的热稳定性逐渐减弱，则热稳定性HF>HCl，D错误。
5. C　
6. B　离子的核外电子排布相同时，核电荷数越大，离子半径越小，同主族元素从上到下离子半径逐渐增大，故离子半径Al3+S，则热稳定性H2O>H2S，B正确，C错误；同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，故金属性Al7. C　金属性：Mg>Al，则碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3，A错误；Al最外层3个电子，C最外层4个电子，B错误；Al易与空气中氧气反应生成致密的氧化膜，Al是耐腐蚀金属，D错误。
8. (1) Cl　(2) Na　(3) HClO4　(4) SiH4 (5) NaOH　(6) Al(OH)3