第四章 第二节　第1单元　元素性质的周期性变化规律-【优化探究】2023-2024学年新教材高中化学必修第一册同步导学案配套教参（人教版，单选）

第二节　元素周期律 第1单元　元素性质的周期性变化规律 授课提示：对应学生用书第99页 阅读教材P107“元素性质的周期性变化规律”，填写下列空白。 1．1～18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元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二 周期 3→9 最高正价： ＋1→＋5(不含O、F)； 最低负价： －4→－1 第三 周期 11→17 最高正价： －1→＋7； 最低负价： －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 2.第三周期元素金属性和非金属性的递变规律 (1)预测 ①原子结构特点：第三周期元素电子层数相同，从左到右元素的原子最外层电子数依次增加，原子半径逐渐减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。 ②预测：第三周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (2)实验验证 ①验证钠、镁元素金属性强弱 a.原理：金属与水反应置换出H2的难易。 b.实验操作： c.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。 d.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验证Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性 Al Mg 实验操作 沉淀变化 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=== Na[Al(OH)4] Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O 实验结论 Al(OH)3 为两性氢氧化物，Mg(OH)2呈碱性 　③比较钠、镁、铝的金属性 a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱(属于弱碱)，Al(OH)3是两性氢氧化物。 b.碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 c.结论：金属性Na>Mg>Al。 ④验证硅、磷、硫、氯的非金属性强弱 Si P S Cl 最高价氧化物对应 的水化物(最高价含氧酸)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 (3)结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 3．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元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 判断下列叙述是否正确，正确的画“√”，不正确的画“×”。 1．第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7。(×) 2．原子半径最小的元素是氢元素。(√) 3．同周期元素最外层电子数都是从1递增到8。(×) 4．氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH。(√) 5．Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应。(×) 6．盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C。(×) 7．第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性。(×) 8．第二周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(√) 授课提示：对应学生用书第101页 　探究1～18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要 化合价的周期性变化规律 　问题　观察教材表4­5，从1～18号元素来看(稀有气体元素除外)，原子半径和主要化合价有什么变化规律？为