資源簡介

5.1 第1課時　元素周期律
【學習目標】
1.掌握元素原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價、元素的金屬性和非金屬性的變化規律,并由此認識元素周期律。
2.理解元素周期律的內容和實質。
【合作探究】
【學習情境】
1875年,法國化學家布瓦博德朗在法國科學院《科學報告集》上公布,發現了一種新元素的單質——鎵,并且給出了有關這種新元素的性質。可是不久,他收到了一封來自彼得堡的信,署名是門捷列夫,信中以非常肯定的語氣指出了關于新元素性質測定的不準確性,尤其是比重,不應該是4.7,而應在5.9到6.0之間。布瓦博德朗是個非常謙虛謹慎的人,于是他又重新仔細地做了比重實驗,結果確定是5.94,與門捷列夫的預言完全一致。你知道門捷列夫是如何做出如此準確的預測的嗎
任務1　原子結構和原子半徑的變化規律
【新知生成】
一、認識原子序數
按照　　　　由小到大的順序給元素依次編號,這種編號叫原子序數。元素的原子序數在數值上等于該元素原子的　　　　。
二、探究元素原子核外電子排布的規律
根據上圖,分析3~10號及11~18號元素原子最外層電子數的變化規律:　 。
　　三、探究元素原子半徑變化的規律
下表為3~9號和11~17號元素的原子半徑:
3~9號元素 3Li (鋰) 4Be (鈹) 5B (硼) 6C (碳) 7N (氮) 8O (氧) 9F (氟)
原子半徑/pm 152 111 88 77 70 66 64
11~17號元素 11Na (鈉) 12Mg (鎂) 13Al (鋁) 14Si (硅) 15P (磷) 16S (硫) 17Cl (氯)
原子半徑/pm 186 160 143 117 110 104 99
　　注:1pm=10-12 m
從上表可以得到:3~9號元素、11~17號元素原子半徑隨著核電荷數的遞增都逐漸　　　　。
四、元素的化學性質決定因素
元素的化學性質由原子　　　　　決定。金屬元素的原子最外層電子數一般少于4,在化學反應中容易　　　　電子,達到穩定結構;而非金屬元素的原子最外層電子數一般多于4,在化學反應中易　　　　　　　電子而達到8電子的穩定結構。
【答案】核電荷數　核電荷數　3~10號及11~18號元素原子最外層電子數隨著元素核電荷數的遞增,均從1遞增到8　減小　最外層電子數　失去　得到
【核心突破】
典例1　下列粒子半徑大小比較正確的是(　　)。
　　A.原子半徑:F>Cl
B.原子半徑:Na>Mg
C.離子半徑:S2-D.離子半徑:Na+>Cl-
【答案】B
【解析】氟原子與氯原子最外層電子數相同,隨著電子層數的增加,原子半徑逐漸增大,所以氯原子的半徑較大,A項錯誤;鈉、鎂是具有相同電子層數的原子,隨著原子序數的增加,原子半徑逐漸減小,B項正確;電子層結構相同的離子,核電荷數越大,半徑越小,C項錯誤;鈉離子與氯離子相比較,氯離子的電子層數多,則半徑大,D項錯誤。
歸納總結
微粒半徑大小比較規律
微粒半徑大小主要由電子層數、核電荷數和核外電子數決定。
1.核電荷數相同,核外電子數越多,微粒半徑越大。
(1)r(陰離子)>r(原子):r(H-)>r(H);
(2)r(原子)>r(陽離子):r(H)>r(H+);
(3)r(低價陽離子)>r(高價陽離子):r(Fe2+)>r(Fe3+)。
2.電子層數相同,核電荷數越大,微粒半徑越小。
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.最外層電子數相同,電子層數越多,原子或離子半徑越大。
r(Li)r(Li+)4.核外電子數相同,核電荷數越多,離子半徑越小。
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+);
r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
訓練1　已知下列元素原子的半徑:
原子 N S O Si
半徑r/pm 75.0 102 73.0 111
根據以上數據,推測磷原子的半徑可能是(　　)。
　　A.80.0pm B.110pm C.120pm D.70.0pm
【答案】B
【解析】磷原子與氮原子最外層電子數相同,但磷原子電子層數多,故原子半徑P>N,磷原子與硫、硅原子電子層數相同,核電荷數Si任務2　元素主要化合價的變化規律
【新知生成】
1.根據下表中的數據,請以原子序數為橫坐標,元素最高正價和最低負價為縱坐標,在坐標系中繪出1~17號元素化合價隨原子序數變化的關系圖,并總結變化規律:　 。
1~18號元素最高化合價和最低化合價
1~9號元素 H He Li Be B C N O F
最高和最低化合價 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
-4 -3 -2 -1
10~18號元素 Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高和最低化合價 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
-4 -3 -2 -1
【答案】隨著原子序數的遞增,元素的主要化合價呈現周期性變化,即同一周期元素的最高正化合價呈現+1→+7(O無最高正價,F無正價),最低負化合價呈現-4→-1的周期性變化。
2.元素的原子最外層電子數是否一定等于其最高正化合價數
【答案】不一定。氧元素沒有+6價,氟元素只有負價,沒有正價。
3.3~17號元素中除O、F、Ne外,元素的最高正化合價與最低負化合價之間有什么關系
【答案】元素的最高正化合價=原子最外層電子數;元素的最低負化合價(非金屬具有)=原子最外層電子數-8;最高正化合價+|最低負化合價|=8。
【核心突破】
典例2　下列各組元素是按最高正價由高到低、最低負價絕對值由低到高順序排列的是(　　)。
A.Na、Mg、Al B.F、O、N C.N、O、F D.S、P、Si
【答案】D
【解析】A項,最高正價由低到高;B、C兩項,F無正價;D項,各元素的最高正價分別為+6、+5、+4,最低負價絕對值分別為2、3、4。
歸納總結
元素原子最外層電子數與元素化合價的關系
1.元素原子的最外層電子數<4(He除外)時,一般容易失去最外層全部電子表現最高正價,沒有最低負價(H有-1價)。
2.元素原子的最外層電子數=4時,既不容易失去最外層電子,也不容易得到電子,最高正價為+4,最低負價為-4。
3.元素原子的最外層電子數>4時,一般容易得到電子達到8電子穩定結構,表現最低負價,也可以表現最高正價(O、F除外)。
訓練2　下列各組元素性質的遞變情況錯誤的是(　　)。
A.B、C、N原子最外層電子數依次增多
B.Na、Mg、Al元素最高正價依次升高
C.Li、Be、B原子半徑依次增大
D.Be、Mg、Ca的電子層數依次增多
【答案】C
【解析】B、C、N原子的最外層電子數分別為3、4、5,A項正確;Na、Mg、Al元素的最高正價依次為+1、+2、+3,B項正確;Li、Be、B的原子半徑依次減小,C項錯誤;Be、Mg、Ca的電子層數分別為2、3、4,D項正確。
任務3　元素的金屬性、非金屬性變化規律
【新知生成】
一、實驗探究Na、Mg、Al的金屬性強弱
實驗操作 實驗現象 實驗結論
在250mL燒杯中加入少量水,滴加兩滴酚酞溶液,再將一小塊金屬鈉投入燒杯中 鈉熔成小球,浮于水面,四處游動,有“咝咝”的響聲,反應后溶液變紅 鈉與冷水反應劇烈,反應的化學方程式為　　　　　　　　　　　　
①將已用砂紙打磨除去氧化膜的一小段鎂條放入試管中,加入適量的水和酚酞溶液,觀察現象 ②加熱試管 加熱前,鎂條表面附著了少量無色氣泡,加熱至沸騰后,有較多的無色氣泡冒出,溶液變為粉紅色 鎂與冷水幾乎不反應,能與熱水反應,反應的化學方程式為　　　　　　　　　　　　
在兩支試管中分別加入已用砂紙打磨除去氧化膜的鎂條和鋁片,再向試管中各加入2mL 2mol·L-1鹽酸 兩支試管內都有無色氣泡冒出,但放鎂條的試管中逸出氣體的速率較快 鎂、鋁都能置換出酸中的氫,但鎂更容易,反應的化學方程式為 　,
(1)由上述實驗可知:鈉、鎂、鋁置換出水(或酸)中的氫時,由易到難的順序是　　　　,鈉、鎂、鋁的金屬性由強到弱的順序是　　　　。
(2)歸納金屬性變化規律:當元素原子的核外電子層數相同時,隨著核電荷數的遞增,元素的金屬性逐漸　　　　。
二、探究Si、P、S、Cl的非金屬性強弱
元素 Si P S Cl
單質與H2反應的條件 高溫 磷蒸氣與H2能反應 加熱 光照或點燃
氣態氫化物的化學式 SiH4 PH3 H2S HCl
氣態氫化物的熱穩定性 不穩定 不穩定 受熱分解 穩定
　　分析上表,回答下列問題:
(1)硅、磷、硫、氯單質與氫氣化合時條件由易到難的順序為　　　　　　;硅、磷、硫、氯對應氣態氫化物的熱穩定性由弱到強的順序為　　　　　　　　　　　　;硅、磷、硫、氯元素的非金屬性由強到弱的順序為　　　　　　　　　。
(2)歸納非金屬性變化規律:當元素原子的核外電子層數相同時,隨著核電荷數的遞增,元素的非金屬性逐漸　　　　(稀有氣體元素除外)。
三、元素周期律
元素的性質(　　　　、　　　　、　　　　和　　　　)隨著元素　　　　的遞增呈周期性變化的規律叫作元素周期律。
元素原子　　　　的周期性變化(本質、原因)決定了元素性質的周期性變化(表象、結果)。
【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)減弱
二、(1)Cl2>S>P>Si　SiH4S>P>Si　(2)增強
三、原子半徑　主要化合價　金屬性　非金屬性　核電荷數　核外電子排布
【核心突破】
典例3　探究元素金屬性與非金屬性的強弱規律
(1)填寫表中空格:
元素 鈉 鎂 鋁 硅 磷 硫 氯
最高價氧化物對應水化物的化學式 H3PO4 H2SO4
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 強 堿 弱 堿 弱 酸 弱 酸 強酸 酸性 更強
　　分析上表,回答下列問題:
①11~17號元素最高價氧化物對應水化物的酸堿性強弱變化規律:從左到右,堿性逐漸　　　　,酸性逐漸　　　　。
②11~17號元素的金屬性和非金屬性強弱變化規律:從左到右,金屬性逐漸　　　　,非金屬性逐漸　　　　。
(2)按要求完成下列實驗
①在兩支潔凈的試管中分別加入2~3mL 2mol·L-1 AlCl3溶液,逐滴加入稀氨水至過量,觀察到的實驗現象是　　　　　　　　　　　　　。反應的化學方程式是　　　　　　　　　　　　　。
②向實驗①的一支試管中逐滴滴入6mol·L-1的鹽酸,觀察到的實驗現象是白色沉淀逐漸溶解,得到澄清溶液,反應的化學方程式為　 。
③向實驗①的另一支試管中逐滴加入6mol·L-1的NaOH溶液,觀察到的實驗現象是白色沉淀逐漸溶解,得到澄清溶液。反應的化學方程式為　 。
結論:Al(OH)3既可以與酸反應生成鹽和水,又可以與堿反應生成鹽和水,為　　　　　　　　。
【答案】(1)NaOH　Mg(OH)2　Al(OH)3　H4SiO4(或H2SiO3)　HClO4　兩性氫氧化物　①減弱　增強
②減弱　增強　(2)①產生白色膠狀沉淀　AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl　②Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O　③Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O　兩性氫氧化物
歸納總結
元素的金屬(非金屬)性是指元素原子失(得)電子能力。比較元素金屬(非金屬)性強弱,其實質是看元素原子失去(得到)電子的難易程度,越容易失去(得到)電子,元素的金屬性(非金屬性)越強。
1.元素金屬性強弱的比較方法
比較方法 結論
根據原子結構 原子半徑越大(電子層數越多),最外層電子數越少,元素的金屬性越強
金屬單質與水(或酸)反應置換氫的難易 越易置換出氫,元素的金屬性越強
最高價氧化物水化物的堿性 堿性越強,元素的金屬性越強
(續表)
比較方法 結論
單質與同種非金屬反應的難易 越易反應,元素的金屬性越強,如由反應Fe+SFeS,2Na+SNa2S,可知金屬性Na>Fe
金屬單質之間的置換 如:Fe+CuSO4Cu+FeSO4,可知金屬性Fe>Cu
2.元素非金屬性強弱的比較方法
比較方法 結論
根據原子結構 原子半徑越小(電子層數越少),最外層電子數越多,元素的非金屬性越強
單質與H2化合的難易(氫化物的穩定性) 單質與H2化合越容易,形成的氣態氫化物越穩定,其對應元素的非金屬性越強
最高價氧化物對應水化物的酸性 酸性越強,其對應元素的非金屬性越強
單質與同種金屬反應的難易 越易反應,元素的非金屬性越強,如由反應2Na+Cl22NaCl,2Na+F22NaF,可知非金屬性:F>Cl
非金屬單質之間置換 如:Cl2+Na2SS↓+2NaCl,可知非金屬性:Cl>S
3.判斷元素非金屬性強弱時應注意以下幾點
(1)單質或化合物物理性質方面的規律與元素的非金屬性強弱無關。如不能用HCl的沸點比H2S高,說明非金屬性:Cl>S。
(2)含氧酸的氧化性強弱與元素的非金屬性強弱無關。如不能用氧化性:HClO>H2SO4,說明非金屬性:Cl>S。
(3)非最高價氧化物對應水化物的酸性強弱,無法比較元素非金屬性的強弱。如不能用酸性:HClO(4)原子在反應中獲得電子數目的多少與元素非金屬性的強弱無關。如不能用氯原子在反應中得到1個電子,硫原子在反應中得到2個電子,說明非金屬性:S>Cl。
(5)無氧酸的酸性強弱與元素非金屬性強弱無必然聯系。如不能用酸性:HCl>H2S,說明非金屬性:Cl>S。
(6)原子的最外層電子數或元素的最高正價與元素的非金屬性沒有必然關系。如不能用氯的最高價為+7價而硫的最高價為+6價,說明非金屬性:Cl>S。
訓練3　下列事實不能說明氯元素的非金屬性比硫元素強的是(　　)。
①HCl比H2S穩定　②HClO氧化性比H2SO4強　③HClO4酸性比H2SO4強　④Cl2能與H2S反應生成S ⑤Cl原子最外層有7個電子,S原子最外層有6個電子 ⑥Cl2與Fe反應生成FeCl3,S與Fe反應生成FeS
A.②⑤ B.①②⑥ C.①②④ D.①③⑤
【答案】A
【解析】氣態氫化物越穩定或最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,元素的非金屬性越強,①③正確;不能根據含氧酸的氧化性判斷元素的非金屬性,②錯誤;Cl2與H2S發生置換反應:Cl2+H2SS↓+2HCl,氧化性:Cl2>S,非金屬性:Cl>S,④正確;不能根據原子最外層電子數的多少判斷元素非金屬性,⑤錯誤;與同一變價金屬反應時,金屬被氧化的程度越大,則非金屬單質的氧化性越強,其非金屬性越強,⑥正確。
課堂小結
【隨堂檢測】
1. 元素性質隨原子序數的遞增呈周期性變化的本質是(　　)。
A.元素的相對原子質量逐漸增大,量變引起質變
B.原子的電子層數增多
C.原子核外電子排布呈周期性變化
D.原子半徑呈周期性變化
【答案】C
2.下圖是部分短周期元素化合價與原子序數的關系圖,下列說法不正確的是(　　)。
A.氣態氫化物的穩定性:R>W
B.X與Y可以形成原子個數比為1∶1和1∶2的兩種化合物
C.由X、Y、Z、W、R五種元素形成的簡單離子中半徑最小的是X2-
D.Y和Z兩者最高價氧化物對應的水化物能相互反應
【答案】C
【解析】在短周期元素中,既有+7價又有-1價的只有Cl元素,則R為Cl元素;X的化合價為-2價,沒有正化合價,故X為O元素;Y的化合價為+1價,處于第三周期,所以Y為Na元素;Z位于第三周期且化合價為+3價,Z為Al元素;W的化合價為+6價和-2價,W應為S元素。非金屬性:Cl>S,故HCl的熱穩定性比H2S強,A項正確;氧元素和鈉元素可以形成過氧化鈉、氧化鈉兩種化合物,其原子個數比分別為1∶1和1∶2,B項正確;電子層結構相同的離子,核電荷數越大其離子半徑越小,所以離子半徑:S2->Cl-,O2->Na+>Al3+,再根據“離子電子層越多,離子半徑越大”,故離子半徑:S2->Cl->O2->Na+>Al3+,離子半徑最小的是Al3+,C項錯誤;氫氧化鈉和氫氧化鋁可以發生反應:NaOH+Al(OH)3NaAlO2+2H2O,D項正確。
3.下列事實不能說明元素的金屬性或非金屬性相對強弱的是(　　)。
選項 事實 推論
A 與冷水反應,Na比Mg劇烈 金屬性:Na>Mg
B Ca(OH)2的堿性強于Mg(OH)2 金屬性:Ca>Mg
C SO2與NaHCO3溶液反應生成CO2 非金屬性:S>C
D H2+Cl22HCl H2+I22HI 非金屬性:Cl>I
　　【答案】C
4. 原子序數為11~17的元素中:
(1)原子半徑最小的元素是　　　　(填元素符號,下同)。
(2)金屬性最強的元素是　　　　。
(3)最高價氧化物對應水化物的酸性最強的酸是　　　　(填化學式,下同)。
(4)最不穩定的氣態氫化物是　　　　。
(5)最高價氧化物對應水化物的堿性最強的是　　　　。
【答案】(1)Cl　(2)Na　(3)HClO4　(4)SiH4　(5)NaOH
【解析】電子層數相同:核電荷數越大,原子半徑越小,非金屬性越強;核電荷數越小,原子半徑越大,金屬性越強。(1)原子半徑最小的是Cl。(2)金屬性最強的應為Na。(3)非金屬性最強的元素,其最高價氧化物對應水化物的酸性最強,氯的非金屬性最強,其對應的酸是HClO4。(4)非金屬性最弱的元素是Si,其對應的氣態氫化物最不穩定。(5)金屬性最強的元素是Na,其最高價氧化物對應的水化物是NaOH,堿性最強。
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