第四章 第二节 元素周期律-【导与练】2022-2023学年新教材高中化学必修第一册同步全程学习全书word（人教版）

第二节　元素周期律 第一课时　元素性质的周期性变化规律 学习目标 1.通过对同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等的分析,能理解并描述元素原子结构的周期性变化。 2.通过实验探究第三周期元素的金属性和非金属性,能够以第三周期为例说明同周期主族元素性质的递变规律。 3.通过实验探究同周期元素性质的变化规律,能设计实验比较元素的金属性或非金属性的强弱。 学习任务1　探究1～18号元素性质的周期性变化规律 1.原子核外电子排布的周期性变化 周期序数 原子序数 电子层数 最外层电子数 第一周期 1→2 1 1→2 第二周期 3→10 2 1→8 第三周期 11→18 3 1→8 规律:随着原子序数的递增,同周期元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期1到2)。 2.原子半径的周期性变化 周期序数 原子序数 原子半径/nm 第一周期 1→2 …… 第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期 11→17 0.186→0.099大→小 规律:随着原子序数的递增,同周期元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 3.元素化合价的周期性变化 周期序数 原子序数 主要化合价 第一周期 1→2 +1→0 第二周期 3→9 最高价:+1→+5(不含O、F) 最低价:-4→-1 第三周期 11→17 最高价:+1→+7 最低价:-4→-1 规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈周期性变化,即每周期(第一周期除外),最高正价由+1到+7(O、F除外),最低负价由-4到-1。 图示法可以更加直观地表现出元素相关性质的变化规律。 探究　发现元素相关性质的变化规律 问题1:观察图1并思考,同周期元素随核电荷数增加原子半径逐渐减小的原因可能是什么? 提示:同周期元素电子层数相同,核电荷数增多,即原子核所带正电荷增多,原子核对核外电子吸引力增大,原子半径减小。 问题2:观察图2,主族元素的最高正价、最低负价有何规律或关系? 提示:最高正价=最外层电子数(O、F除外),最高正价+|最低负价|=8(H、O、F除外)。 问题3:根据原子结构与元素性质的关系,推测元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢?如果我们也用一种数据作为判断金属性、非金属性的尺度,如图3,你能说出图中纵坐标数值与元素金属性、非金属性变化的关系吗? 提示:是;图中纵坐标数值越大,元素的非金属性越强,数值越小,元素的非金属性越弱,金属性越强。 主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价=主族序数=最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价=最高正价-8(H、O、F除外)。 (3)H最高价为+1,最低价为-1;O最低价为-2;F无正化合价,最低价为-1。 1.如图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示(　B　) A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径 2.元素的原子结构决定其性质,下列说法正确的是(　B　) A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.原子序数为17的元素的最高化合价为+7 C.C、N、O三种元素的最高化合价分别是+4、+5、+6 D.随着元素原子序数的递增,第三周期元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-7到-1重复出现 解析:多数原子的最外层电子数等于元素的最高化合价,但O、F及稀有气体元素不符合该规律,A错误;O无最高正价,C错误;随着元素原子序数的递增,第三周期元素的最高化合价从+1到+7,最低化合价从-4到-1重复出现,D错误。 学习任务2　探究同周期元素性质的递变规律 1.以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律 (1)信息获取。 ①NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性比较。 物质 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱 (属于弱碱) 两性氢氧化物 碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 两性氢氧化物:既能与酸发生反应,又能与强碱发生反应的氢氧化物。如Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O、Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O。 ②硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物的酸性比较。 元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸 酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强 (2)分析、结论。 同一周期从左到右,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 2.元素周期律 (1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期