2020化学新素养同步鲁科必修2（课件+讲义+素养练）：第1章第3节　元素周期表的应用 (共4份打包)

第3节　元素周期表的应用 第1课时　认识同周期元素性质的递变规律 [目标导航]　1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。3.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。4.初步学会利用元素周期表。 一、第3周期元素原子得失电子能力的比较 1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较 实验方案 实验操作 实验现象 实验结论 钠、镁、铝与水的反应 钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象 钠与冷水反应，反应方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑；铝与水不反应 镁和铝与酸的反应 两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快 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Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 比较NaOH、Mg(OH)2的碱性强弱 加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解 碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 比较NaOH、Al(OH)3的碱性强弱 加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解 结论 钠、镁、铝元素原子失去电子能力：Na>Mg>Al 2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较 元素 Si P S Cl 单质与H2反应条件 高温、生成少量化合物 磷蒸气与H2能反应 需加热 光照或点燃、剧烈反应 单质与H2化合的难易 由难到易 气态氢化物 化学式 SiH4 PH3 H2S HCl 稳定性 很不稳定 不稳定 较稳定 很稳定 由弱到强 最高价 氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水化物 化学式 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 酸性 弱酸 中强酸 强酸 强于硫酸 由弱到强 结论 硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si＜P＜S＜Cl 【议一议】 1.元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？ 答案　不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。 2.所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？ 答案　不一定，氧元素和氟元素没有。 3.“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？ 答案　不正确。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。 二、同周期元素原子得失电子能力的变化规律 1.规律 同周期从左到右，元素原子失电子能力减弱，得电子能力增强。 2.原因 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。 议一议 1.难失电子的原子，得电子一定容易吗？ 答案　不一定，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。 2.同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？以第3周期元素的离子半径说明。 答案　不是。如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r(P3－)> r(S2－) >r(Cl－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 一、同周期元素原子结构与性质的递变规律 内容 同周期(左→右) 原子结构 电子层数 相同 最外层电子数 1→8个(第1周期1→2) 原子半径 逐渐减小 元素性质 原子得电子能力 逐渐增强 原子失电子能力 逐渐减弱 元素的金属性 逐渐减弱 元素的非金属性 逐渐增强 金属单质还原性 逐渐减弱 非金属单质氧化性 逐渐增强 元素的主 要化合价 最高正价 由＋1→＋7(O、F除外) 最低负价 由－4→－1 非金属气 态氢化物 形成 难→易 稳定性 逐渐增强 还原性 逐渐减弱 最高价氧 化物的水 化物 酸性 逐渐增强 碱性 逐渐减弱 金属阳离子氧化性 逐渐增强 非金属阴离子还原性 逐渐减弱 【易错提醒】　(1)相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。 (2)根据含氧酸的酸性强弱比较