1.3 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律（Word教参）-【优化指导】2022-2023学年新教材高中化学必修第二册（鲁科版2019）

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 课程标准要求 学业质量水平 1.以第3周期的元素为例，了解同周期元素性质的递变规律。 2．能运用原子结构理论解释同周期元素性质的递变规律。 3．体会元素周期律和元素周期表在科学研究中的重要作用。 1.能够根据相关事实辨识同周期元素性质的变化规律。(水平1) 2．能从原子结构视角说明同周期主族元素的性质递变规律。(水平2) 3．能根据原子结构和同周期元素性质的递变规律评估元素的性质。(水平3) [对应学生用书P22] 一、第3周期元素原子得失电子能力的比较 1．Na、Mg、Al三种元素原子失电子能力的比较 (1)元素原子失电子能力的判断方法 ①比较元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度，一般来说，置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。 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，元素原子的失电子能力越强。 (2)元素原子失电子能力的判断依据 ①单质与水或酸反应的难易程度 金属单质 Na Mg Al 与水(或 酸)反应 与冷水剧烈反应，与酸反应更为剧烈，甚至发生爆炸，生成H2 与冷水几乎不反应，与沸水反应缓慢，生成H2；与酸反应剧烈，生成H2 与水不反应，与酸反应较快，生成H2 变化规律 从水或酸中置换H2能力逐渐减弱 [注意]　a.镁条和铝条表面积相同；b.酸的浓度相同，如等浓度的稀盐酸、稀硫酸等。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 最高价氧 化物对应 水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 与酸碱 反应 与盐酸反应 与盐酸反应，与NaOH溶液不反应 既能与盐酸反应又能与NaOH溶液反应 碱性强弱 变化规律 强碱 中强碱 两性 最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱 [点拨]　Al(OH)3是两性氢氧化物，既具有碱性能跟强酸反应生成盐和水，又具有酸性能跟强碱溶液反应生成盐和水，其反应的离子方程式为：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O，Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。 (3)元素原子失电子能力的强弱顺序： Na>Mg>Al。 2．Si、P、S、Cl四种元素原子得电子能力的比较 (1)元素原子得电子能力的判断方法 ①比较元素的单质与氢气化合的难易程度和氢化物的稳定性，一般来说，反应越易进行，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。 (2)元素原子得电子能力的判断依据 元素 Si P S Cl 单质与 H2化合 反应条件 高温 较高温度 加热 光照或点燃 化合能力 难→易 气态氢化物 的稳定性 SiH4 很不稳定 PH3 不稳定 H2S 较稳定 HCl 很稳定 弱→强 最高价氧化物对应 水化物的酸性 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强于硫酸 弱→强 (3)元素原子得电子能力的强弱顺序：Cl＞S＞P＞Si。 二、同周期主族元素原子得失电子能力的变化规律 1．变化规律：同周期主族元素，从左到右，元素原子得电子能力(即非金属性)逐渐增强，失电子能力(即金属性)逐渐减弱。 2．理论解释：同周期元素原子的核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对电子的引力逐渐增强，元素原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。 [注意]　金属和非金属之间并没有严格的界限，元素周期表中位于金属元素(Al、Ge、Sb、Po)和非金属元素(B、Si、As、Te、At)交界处附近的元素既表现出一定的金属元素的性质，又表现出一定非金属元素的性质。 巧判断(对的打“√”，错的打“×”) (1)第3周期非金属元素氢化物的稳定性从左到右依次增强(√) (2)第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强(×) (3)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物均为强碱(×) (4) 同周期从左到右随着核电荷数的增加，离子半径依次减小(×) (5)已知酸性：盐酸>碳酸>硅酸，则证明元素原子得电子能力：Cl>C>Si(×) [对应学生用书P23] 学习任务　同周期主族元素原子结构与元素性质的递变规律 1．在化学反应中，一个钠原子失去1个电子，而一个镁原子失去2个电子，能否说明镁的失电子能力比钠强？ 提示　元素原子得失电子的能力是指原子得失电子的难易程度，而与原子得失电子的多少没有关系。在化学反应中，虽说一个钠原子失去1个电子，而一个镁原子失去2个电子，但钠比镁更容易失去电子，则钠的失电子能力比镁强。 2．氯原子的得电子能力比硫原子强，那么氯元素的含氧酸的酸性一