第10讲 元素周期律-【创新讲义】2023-2024学年高一化学同步精品讲义（人教版2019必修第一册）

第十讲 元素周期律 1. 了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。 2. 会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。 3. 了解元素周期表中元素的分区，理解元素的化合价与元素在周期表的位置关系。 4. 了解元素与元素周期律的应用，理解元素原子结构、在周期表中的位置和元素性质三者之间的关系，建立“位、构、性”关系应用的思维模型。 本节的重点内容是元素周期律和元素周期律的应用，题型多以选择题、填空题为主，多属中档题，主要考察内容有元素周期律达到应用、金属性和非金属性的判断、微粒半径大小的比较等。 知识点一：元素性质的周期性变化规律 一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1、原子最外层电子排布变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 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，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 2、原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 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，元素的原子半径呈现周期性变化 3、元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 结论 第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 1、第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。 2、钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H2的难易。 ②实验操作： ③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 ④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。 (2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究 Al Mg 原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应的化学方程式　　 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl ===MgCl2＋ 2H2O 实验结论 金属性：Mg>Al (3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性 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 结论 金属性：Na>Mg>Al 3、硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 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 4、同周期元素性质递变规律 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。 5、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性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 6、元素的金属性、非金属性强弱判断规律 (1)金属性强弱的判断依据 ①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 ②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。 ④金属单质的还原性越强，金属性就越