(讲义)第4章 第2节 基础课时21 元素性质的周期性变化规律-【提分教练】2023-2024学年新教材高中化学必修第一册(人教版2019)

第二节　元素周期律 基础课时21　元素性质的周期性变化规律 1．结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素的化合价、原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。 2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“科学探究与模型认知”的核心素养。 一、元素、原子半径、化合价的变化规律 1．原子结构的变化规律 原子序数 电子层数 最外层 电子数 达到稳定结构时 的最外层电子数 1～2 1 1→2 2 3～10 2 1→8 8 11～18 3 1→8 8 结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化 2．原子半径的变化规律 3～10号元素符号 Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 － 变化趋势 逐渐减小 11～18号元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 － 变化趋势 逐渐减小 结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化 3．元素主要化合价的变化规律 原子序数 主要化合价的变化 1～2 ＋1―→0 3～10 ＋1―→＋5 －4―→－1―→0 11～18 ＋1―→＋7 －4―→－1―→0 结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化 (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)同周期元素从左到右的最外层电子数均为1到8。 (　　) (2)同周期元素从左到右的最高化合价均为＋1到＋7。 (　　) (3)下一周期元素的原子半径一定大于上一周期元素的原子半径。 (　　) (4)金属只有正化合价，非金属只有负化合价。 (　　) [答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)× 二、同周期的元素性质递变规律 1．第三周期的Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性逐渐减弱，NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物。 2．第三周期的Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，H3SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性逐渐增强。HClO4是最强的含氧酸，H2SiO3为难溶的弱酸，H3PO4为中强酸，H2SO4为强酸。 3．同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 4．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。 元素的非金属性越强，其含氧酸的酸性越强吗？为什么？ [答案]　不一定。可根据元素的非金属性强弱判断其最高价含氧酸的酸性强弱，不是最高价含氧酸时，非金属性强，其含氧酸的酸性不一定强，如非金属性：Cl>S，但酸性：HClO<H2SO3<H2SO4。 理解同周期的元素性质变化规律 1．钠、镁与水的反应 钠 镁 实验 操作 　实验① 　实验② 实验 现象 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红 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 反应 原理 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ 结论 钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。 2．Al(OH)3的制备与性质 (1)实验探究： ①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。 ②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3+＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。 ③向MgCl2溶液加入过量NaOH溶液，现象产生白色沉淀，离子方程式为Mg2+＋2OH－===Mg(OH)2↓。 (2)Al(OH)3是两性氢氧化物，既能与酸反应，又能与强碱反应。 1．同周期从左到右的结构与性质的递变性 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐减小 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强