第1章 第3节 第1课时 同周期元素性质的递变规律(Word教参)-【精讲精练】2024-2025学年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　同周期元素性质的递变规律 [素养目标]　1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释。2.学会运用具体事物来研究抽象概念的思维方法。 知识点　同周期元素性质的递变规律 1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较 元素 Na Mg Al 单质与水反应 与冷水剧烈反应 与冷水不反应，与沸水缓慢反应 与冷水、沸水均不反应 单质与盐酸反应　　 — 反应剧烈，有大量气泡 反应较剧烈，缓慢放出气泡 最高价氧化物对应水化物的碱性　 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物 结论 2.硅、磷、硫、氯单质及化合物性质的比较 元素 Si P S Cl 单质与H2化 合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 气态氢化物 的稳定性　 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 最高价氧化物　　 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性　 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强 3.同周期元素得失电子能力的递变规律 (1)规律：同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。 (2)理论解释 一、同周期元素原子结构与性质的递变规律 1．甲、乙试管中滴加过量NaOH溶液的过程中有什么现象发生？试写出相关反应的离子方程式。 提示　甲中产生白色沉淀，滴加过量NaOH溶液白色沉淀不溶解；Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓。 乙中开始产生白色沉淀，随后溶解；Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。 2．通过甲、乙、丙三个实验探究酸、碱性的强弱，试归纳同一周期元素的原子结构与元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性之间的变化规律。 提示　同一周期从左到右，随着原子序数的增加，元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。 二、元素原子得失电子能力的判断方法(元素金属性、非金属性强弱的比较) 为了探究元素非金属性的强弱，某同学设计了右图所示的装置，可比较HNO3、H2CO3、H2SiO3的酸性强弱，进而比较氮、碳、硅三种元素的非金属性强弱。 供选择的试剂：稀硝酸、稀硫酸、碳酸钙固体、硅酸钠溶液、澄清石灰水、饱和碳酸氢钠溶液。 (1)锥形瓶中装有某难溶性正盐，分液漏斗中盛放何种试剂？ (2)装置B盛放何种试剂？其作用是什么？ (3)装置C盛放何种试剂？写出发生反应的离子方程式。 (4)通过实验证明碳、氮、硅的非金属性由强到弱的顺序是怎样的？ 提示　(1)锥形瓶中盛放碳酸钙固体，分液漏斗内装稀硝酸，两者反应生成二氧化碳气体。 (2)因为硝酸具有挥发性，所以应通过装置B除去HNO3蒸气，否则无法确定后面的H2SiO3沉淀是由CO2与Na2SiO3反应生成的，还是HNO3与Na2SiO3反应生成的。所以B中盛放饱和碳酸氢钠溶液，吸收混合气体中的硝酸蒸气。 (3)装置C中盛放硅酸钠溶液。SiO＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋CO。 (4)N>C>Si。 【归纳提升】 一、同周期元素原子结构与性质的递变规律 内容 同周期(左→右) 原子结构 电子层数 相同 最外层电子数 1→8个(第1周期1→2) 原子半径 逐渐减小 元素性质 原子得电子能力 逐渐增强 原子失电子能力 逐渐减弱 元素的金属性 逐渐减弱 元素的非金属性 逐渐增强 金属单质还原性 逐渐减弱 非金属单质氧化性 逐渐增强 元素的主要化合价 最高正价 由＋1→＋7(O、F除外) 最低负价 由－4→－1 非金属气态氢化物 形成 难→易 稳定性 逐渐增强 还原性 逐渐减弱 最高价氧化物的水化物 酸性 逐渐增强 碱性 逐渐减弱 金属阳离子氧化性 逐渐增强 非金属阴离子还原性 逐渐减弱 (1)元素原子得电子的性质即元素的非金属性，原子易得电子，元素的非金属性强；原子难得电子，元素的非金属性弱。 (2)元素原子失电子的性质即元素的金属性，原子易失电子，元素的金属性强；原子难失电子，元素的金属性弱。 二、元素原子得失电子能力的判断依据 1．元素原子失电子能力的判断依据 (1)根据原子结构判断：原子半径越大，电子层数越多，失电子能力越强。 (2)根据元素在周期表中的相对位置：在周期表越位于左下方的元素，其单质失电子的能力就越强。 (3)最高价氧化物的水化物的碱性越强，其单质失电子的能力则越强。 (4)单质与水或酸反应置换氢越易，其单质失电子的能力越强。 (5)单质与盐溶液的置换反应，强置换弱。 (6)根据元素阳离子的氧化性强弱，阳离子氧化性越强，其单质失电子的能力越弱。如氧化性：Na＋＜Cu2＋，则失电子能力：Na＞Cu。 2．元素原子得电子能力的判断依据 (1)根据原子结构判断：原子半径越小，电子层数越少，最外层电子数越多，得电子能力越强。 (2)在元素周期表中的相对位置，在周期表右上方的元素得电子能力较强。 (3)跟氢气形成气态氢化物的难易程度，反应越易，得电子能力越强。 (4)气态氢化物的稳定性，稳定性越高，其得电子能力越强。 (5)最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强则得电子能力越强。 (6)置换反应判断，强置换弱。 (7)与同一种金属反应后金属价态的变化。如Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS，说明得电子能力：Cl＞S。 (8)元素阴离子还原性越强，则单质得电子能力越弱。 题组一　同周期元素性质的递变 1．下列关于元素周期律和元素周期表的说法错误的是(　　) A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增大而增大 B．第2周期元素从Li到F，元素原子半径逐渐减小 C．因为Na比K容易失去电子，所以Na的还原性强 D．C、N2、O2、F2与H2化合越来越容易 解析　Na与K相比，K更易失电子，K的还原性更强，C项错误。 答案　C 2．(双选)X、Y为同一周期的主族元素，如果X原子半径大于Y的原子半径，则下列说法不正确的是(　　) A．若X、Y均为金属元素，则X的失电子能力强于Y B．若X、Y均为金属元素，则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子氧化性强 C．若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定 D．若X、Y均为非金属元素，则Y的最高价含氧酸的酸性弱于X的 解析　X、Y为同周期的主族元素，原子半径：X>Y，则原子序数：X<Y，即Y在X的右边。若X、Y为金属元素，失电子能力：X>Y，阳离子氧化性：X<Y；若X、Y为非金属元素，氢化物的稳定性：X<Y，最高价含氧酸的酸性：X<Y。 答案　BD 3．下列能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是(　　) ①氯原子最外层有7个电子，而硫原子最外层有6个电子　②HCl的溶解度比H2S大　③HCl比H2S稳定　④Cl2能与H2S反应生成S　⑤HClO的氧化性比H2SO4强　⑥HClO4的酸性比H2SO4强　⑦Cl2能与铁反应生成FeCl3，硫与铁反应生成FeS A．②③④⑤⑥　　　 B.①③④⑤⑥⑦ C．①③④⑥⑦ D．①②③④⑤ 解析　①对同周期元素来说，最外层电子数越多，原子半径越小，元素原子的得电子能力越强，元素的非金属性越强；②溶解度的大小并不能作为判断元素非金属性强弱的依据，如NH3的溶解度比HCl大，但N元素的非金属性比Cl弱；③比较的是气态氢化物的稳定性，HCl比H2S稳定，能说明Cl的非金属性比S强；④Cl2＋H2S===S↓＋2HCl属置换反应，非金属性强的Cl元素的单质将非金属性弱的S元素置换出来；⑤HClO的氧化性强于H2SO4不能说明非金属性的强弱，应比较最高价氧化物对应的水化物的酸性，故⑥可以说明Cl的非金属性比S强；⑦与变价金属反应，如果产物中金属元素化合价较高，说明氧化剂得电子能力强，元素的非金属性强，故⑦也能说明Cl元素非金属性比S强。 答案　C 4．如表是分别含元素X、Y的物质性质的比较及得出的结论，其中结论不正确的是(　　) 选项 物质性质的比较 结论 A 最高价氧化物的水化物X(OH)m比Y(OH)n碱性强 金属性X比Y强 B 气态氢化物HmX比HmY的热稳定性强 非金属性X比Y强 C X的最高化合价比Y的最高化合价高 金属性X比Y强 D 常温下，X(金属)单质与盐酸反应比Y(金属)单质与水反应剧烈 不能确定X与Y的金属性强弱 解析　金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性越强，该元素的金属性越强，A项正确；非金属元素气态氢化物的热稳定性越强，该元素的非金属性越强，B项正确；元素的金属性与元素最高化合价的高低无关，C项错误；两种不同的金属单质分别与盐酸、水反应，由于反应的环境不同，因此反应的剧烈程度不能说明X与Y的金属性强弱，D项正确。 答案　C 题组二　同周期元素性质的实验探究 5．同周期元素性质的递变规律 (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，反应后溶液加酚酞溶液变红 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 ______________ ______________ 结论 钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：____________ (2)Al(OH)3的制备与性质 实验探究： ①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为______________________，反应的离子方程式为__________________； 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__________，离子方程式为__________________；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为__________，离子方程式为____________________。 ③向MgCl2溶液中加入过量NaOH溶液，现象是_______________，离子方程式为________________________________________________________________________。 两性氢氧化物：既能与酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。如 Al(OH)3。 (3)第3周期递变规律 ①第3周期的Na、Mg、Al的金属性逐渐________(填“减弱”或“增强”，下同)，NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性逐渐__________，NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物。 ②第3周期的Si、P、S、Cl的非金属性逐渐__________，H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性逐渐__________。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__________(填“减小”或“增大”)，失电子能力逐渐________(填“减弱”或“增强”，下同)，得电子能力逐渐__________，金属性逐渐__________，非金属性逐渐__________。 解析　(1)钠和水常温下剧烈反应生成碱和气体，化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，镁常温下和水不反应，加热时剧烈反应，生成碱和气体，化学方程式为Mg＋2H2O△,Mg(OH)2↓＋H2↑，金属单质和水或酸反应越剧烈，金属的金属性越强，所以金属性：Na>Mg。 (2)①向AlCl3溶液中加入足量氨水，生成白色沉淀，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH，氢氧化铝不溶于氨水。②实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，生成盐和水，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，白色沉淀逐渐溶解，生成偏铝酸盐和水，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。③向MgCl2溶液中加入过量NaOH溶液，产生白色沉淀，离子方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓。 (3)①第3周期的Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，最高价氧化物的水化物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3周期的Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，最高价氧化物的水化物H2SiO3、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。 答案　(1)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑　 Mg＋2H2O△,Mg(OH)2↓＋H2↑　Na>Mg (2)①产生白色沉淀　Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH　②白色沉淀逐渐溶解　Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O　白色沉淀逐渐溶解　Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－　③产生白色沉淀　Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓ (3)①减弱　减弱　②增强　增强　③减小　减弱　增强　减弱　增强 1．下列不能作为判断元素非金属性强弱依据的是(　　) A．元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 B．元素的单质跟氢气反应生成气态氢化物的难易程度 C．非金属元素对应的气态氢化物的稳定性 D．非金属元素单质的熔点和沸点的高低 解析　判断元素非金属性强弱的一般依据有：最高价氧化物对应水化物的酸性强弱、单质跟氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。单质的熔点和沸点不能作为判断元素的非金属性强弱的依据。 答案　D 2．下列有关元素性质递变规律的说法不正确的是(　　) A．Na、Mg、Al的还原性逐渐减弱 B．简单气态氢化物HCl、PH3、H2S的稳定性逐渐减弱 C．H2SiO3、H3PO4、H2SO4的酸性逐渐增强 D．N、O、F的原子半径依次减小 解析　Na、Mg、Al是同周期主族元素，同周期从左到右元素原子失电子能力逐渐减弱，金属的还原性逐渐减弱，故A正确；P、S、Cl是同周期主族元素，同周期主族元素从左到右得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强，简单气态氢化物的稳定性逐渐增强，故B错误；Si、P、S同处第3周期，同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，故C正确；N、O、F同处第2周期，同周期主族元素从左到右原子半径依次减小，故D正确。 答案　B 3．下列相关说法中，正确的个数为(　　) ①金属性：Be<Mg<Ca<K ②氢化物的稳定性：HF>HCl>H2S>PH3>SiH4 ③微粒半径：K＋>Cl－>S2－>Al3＋ ④氧化性：Cl2>S>Se>Te ⑤酸性：H2SO4>H3PO4>H2SiO3 ⑥沸点：HI>HBr>HCl>HF ⑦离子的还原性：S2－>Cl－>Br－>I－ A．7个 B.6个 C．5个 D．4个 解析　①同周期自左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同主族自上而下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，金属性：Be<Mg<Ca<K，①正确； ②非金属性越强，对应气态氢化物的稳定性越强，气态氢化物的稳定性：HF>HCl>H2S>PH3>SiH4，②正确； ③核外电子排布相同的微粒，其微粒半径随原子序数的增大而减小，微粒半径排列为S2－>Cl－>K＋>Al3＋，③错误；④非金属性越强，单质的氧化性越强，则氧化性：Cl2>S>Se>Te，④正确；⑤非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，则酸性：H2SO4>H3PO4>H2SiO3，⑤正确；⑥HF中含分子间氢键，沸点最高，其它氢化物中相对分子质量大的沸点高，则沸点为HF>HI>HBr>HCl，故⑥错误；⑦非金属性越强，相应阴离子的还原性越弱，还原性是S2－>I－>Br－>Cl－，⑦错误。 答案　D 4．图甲和图乙表示的是短周期元素的某种性质的递变规律，下列说法正确的是(　　) A．图甲横坐标为原子序数，纵坐标表示元素的最高化合价 B．图甲横坐标为核电荷数，纵坐标表示元素的原子半径(单位：pm) C．图乙横坐标为最高化合价，纵坐标表示元素的原子半径(单位：pm) D．图乙横坐标为元素的原子最外层电子数，纵坐标表示元素的原子半径(单位：pm) 解析　稀有气体元素的化合价为0价，氧元素没有最高正化合价，氟元素没有正价，与图甲不符，A错误；同周期自左而右，主族元素的原子半径逐渐减小，与图甲不符，B错误；氧元素没有最高正化合价，氟元素没有正价，与图乙不符，C错误；同周期自左而右，主族元素原子的最外层电子数由1到7逐渐增大，原子半径依次减小，图乙符合递变规律，D正确。 答案　D 5．为探究Na、Mg、Al元素金属性顺序，某课外小组同学进行了如下实验： 实验 步骤 1．将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中 2．将一小段用砂纸打磨后的镁带放入试管中，加入少量水，加热至沸腾，冷却后，向试管中滴加酚酞溶液 3．将一小段镁带投入稀盐酸中 4．将一小片铝投入稀盐酸中 他们记录的实验现象： 实验 现象 ①剧烈反应，迅速生成大量的气体 ②浮在水面上，熔成小球，不断游动，小球逐渐变小，最终消失，溶液变红 ③反应不剧烈，产生无色气体 ④有气体产生，溶液变成红色 请帮助该小组同学补充下列实验报告中的内容。 (1)在表中填写与实验步骤相对应的实验现象的序号： 实验步骤 1 2 3 4 实验现象 ______ ______ ______ ______ (2)写出钠与水反应的化学方程式：_________________________________________。 (3)实验结论是___________________________________________________________。 (4)从原子结构对上述实验结论进行解释：同周期主族元素从左至右，原子的电子层数相同，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐________，原子核对电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，因此________逐渐减弱。 解析　(1)元素钠、镁、铝位于同一周期，同周期主族元素从左到右，原子失电子能力逐渐减弱，和水或酸反应置换出氢气越来越难，结合酚酞溶液遇碱变红，所以1对应的现象为②、2对应的现象为④、3对应的现象为①、4对应的现象为③。 (2)钠与水反应生成氢氧化钠与氢气，反应的化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。 (3)根据金属和水以及酸的反应的剧烈程度，可以知道金属活动性顺序为Na>Mg>Al，即实验结论是Na、Mg、Al元素的金属性逐渐减弱。 (4)同周期主族元素从左到右核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 答案　(1)②　④　①　③ (2)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ (3)Na、Mg、Al元素的金属性逐渐减弱　(4)减小　金属性 学科网（北京）股份有限公司 $$