4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时（导学案）化学沪科版2020必修第一册

4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 一、知识目标 1.结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律。 2.理解元素周期律的内容和实质。 3.掌握比较元素及其化合物性质的方法，能推测未知元素的某些性质。 4.了解元素周期表在指导新元素的发现、寻找有特殊用途的新物质等方面的应用。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察元素及其化合物的性质递变，从微观上理解元素原子的核外电子排布对元素性质的影响。 2.证据推理与模型认知：通过分析实验数据和事实，建立元素性质递变规律的模型，培养逻辑推理能力。 3.科学探究与创新意识：通过实验探究和问题讨论，培养科学探究能力和创新思维。 4.科学态度与社会责任：感悟元素周期表在科学研究和生产实践中的重要作用，培养科学态度和社会责任感。 一、学习重点 同周期和同主族元素性质的递变规律、元素周期律的内容和实质、元素周期表的应用。 二、学习难点 元素金属性和非金属性强弱的判断方法、运用元素周期律和元素周期表解决实际问题。 一、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1.实验探究——第三周期元素性质的递变 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力 ， 逐渐减弱。 （2）实验过程 ①实验探究：钠、镁与水的反应 实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应 。化学方程式为 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，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应 ，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为 结论：金属性：Na Mg ②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应 实验操作 实验现象及离子方程式 向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明；离子方程式为 向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明。离子方程式为 向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ；离子方程式为 向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀 。 结论：A．NaOH是 碱，Mg(OH)2是 碱，Al(OH)3是 ； B．金属性：Na Mg Al （3）实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐 。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3 酸 H3PO4 酸 H2SO4 酸 HClO4 酸(酸性比H2SO4 ) 酸性：HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ；元素 逐渐减弱， 逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐 离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 ，r(阴离子) r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→ (O、F除外)负化合价＝ 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐 气态氢化物的稳定性 逐渐 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐 二、碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径越来越 相同点 最外层均有 个电子，均 失电子，有较强 性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐 ，钾除外熔点逐渐 ，沸点逐渐 ，硬度逐渐 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成 ，Li却只生成 ，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 在水面，缓慢反应，产生气体 在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次 ，都生成 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而 ，但 的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在 中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是 化合物，其中氢以 形式存在，显 价，碱金属氢化物是 剂。 二、卤族元素 卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为 分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 1.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是 个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的 性，其最低价为 价。最高价为 价（ 例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐 。卤素原子 能力越来越弱，其元素的 越来越弱。 2.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为 分子，其结构式为 ，卤素单质分子为 分子，其晶体均为 晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次 ，分子间力依次 。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均 溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为 晶体，所以它们的熔沸点都 （其中氯气 ，液溴 ，碘 ）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常 液封，盛溴的试剂瓶不可选用 。常温下唯一的 非金属。 （2）碘易升华，这是 变化。可用于 I2。 （3）卤素单质 易溶于水， 溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是 的非金属元素（氟元素只有 价、 价， 正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（ ），其中氟仍为 价），F2单质是氧化性 的单质。 3.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为： 。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为： 。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为： 。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为： 。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解 结论 从F2到I2，与H2化合越来越 ，生成的氢化物稳定性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 （一）问题探究 1.同周期元素性质递变规律探究 o如何比较(Na)、(Mg)元素金属性强弱呢？ o请设计实验方案来比较(Na)、(Mg)、(Al)元素金属性强弱。 o利用元素非金属强弱的判断依据，结合所给资料，判断(Si)、(P)、(S)、(Cl)的非金属性强弱。 o资料如下： 硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下表： 非金属元素 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸) 的酸性强弱 (Si) (H_2SiO_3)（硅酸），弱酸 (P) (H_3PO_4)（磷酸），中强酸 (S) (H_2SO_4)（硫酸），强酸 (Cl) (HClO_4)（高氯酸），强酸(酸性比(H_2SO_4)强) - 磷、硫、氯的单质与氢气化合的条件及氢化物的稳定性如下表： 元素 单质与氢气化合的难易 氢化物稳定性 (Si) 硅单质高温下可与氢气反应生成气态氢化物——硅烷(SiH_4)，硅烷在(400^{}C)以上会发生分解 (SiH_4) (P) 磷蒸气与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢(PH_3)，磷化氢在(500^{}C)以上很快分解 (PH_3) (S) 硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢(H_2S)，硫化氢在较高温度时可以分解 (H_2S) (Cl) 氯气与氢气能在光照或点燃的条件下反应生成稳定的气态氢化物——氯化氢，氯化氢是稳定的气态氢化物 (HCl) 2.同主族元素性质递变规律探究 o观察碱金属元素的原子结构示意图，它们的原子核外电子排布有什么特点？从哪一点推断出碱金属元素的化学性质具有相似性？ o在周期表中，从上到下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？ o根据卤族元素的相关信息，思考卤族元素的原子核外电子排布有什么特点？ o卤族元素的相关信息如下： 元素名称 元素符号 核电荷数 颜色和状态 密度((g/cm^3)) 熔点((^{}C)) 沸点((^{}C)) 氟 (F) 9 淡黄绿色(气体) 氯 (Cl) 17 黄绿色(气体) 溴 (Br) 35 深红棕色(液体) 逐渐增大 逐渐升高 碘 (I) 53 紫黑色(固体) - 设计实验探究卤族单质与氢气反应的难易程度、生成氢化物的稳定性以及卤素单质氧化性强弱。 （二）问题思考 1.门捷列夫是如何发现元素周期表的？他的预言为什么能够如此准确？ 2.为什么可以将元素周期表比作一座精心设计的图书馆？这种类比有什么好处？ 3.若(X+)和(Y{2 -})的核外电子层结构相同，那么原子序数(X)和(Y)的大小关系如何？请说明理由。 4.已知(Ca(OH)_2)微溶于水、(Mg(OH)_2)难溶于水，如何推知(Be(OH)_2)的溶解性？ （三）归纳总结 1.同一周期从左到右，元素金属性和非金属性的递变规律是怎样的？请结合实验和资料进行说明。 2.元素周期律的内容和实质分别是什么？ 3.同主族元素性质递变规律如下表，请填写完整。 比较内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数：相同；最外层电子数：依次增加(1)个；原子半径：逐渐减小 电子层数：依次增加；最外层电子数：相同；原子半径：逐渐增大 元素的性质 金属性：逐渐减弱；非金属性：逐渐增强；主要化合价：最高正价：(+1+7) ((O)、(F) 除外)，最低负价 = 最高正价 - (8) 金属性：逐渐增强；非金属性：逐渐减弱；主要化合价：最高正价 = 主族序数((O)、(F) 除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；氢化物稳定性：逐渐增强 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；氢化物稳定性：逐渐减弱 4.元素周期表有哪些重要的应用？请举例说明。 1.下列事实不能用元素周期律解释的是 A．非金属性：N＜O＜F B．碱性：Al(OH)₃＜Mg(OH)₂＜NaOH C．稳定性：HI＜HBr＜HCl D．酸性：H₂SO₃＞H₂CO₃＞HClO 2.Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．原子半径：r(Cl)＞r(S)＞r(Mg)＞r(Na) B．非金属性：S＞Cl C．Na、S两种元素可形成化合物Na₂S D．最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg(OH)₂ 3.下列关于碱金属元素和卤素的说法中，错误的是 A．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大 B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．溴单质与水的反应比氯单质与水的反应更剧烈 4.元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法错误的是 A．若X⁺和Y²⁻的核外电子层结构相同，则原子序数：X>Y B．硫、硒为同主族元素，因此硒的主要化合价有 -2、＋4、＋6 C．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH>Ba(OH)₂ D．常温下，形状和大小相同的镁和铝与浓度相同的盐酸反应，镁更剧烈 5.运用元素周期表和元素周期律回答下列问题： (1)比较不同周期，不同主族元素的性质(填“＞”或“<”，下同) 例如金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)₂______Al(OH)₃、Ca(OH)₂______Mg(OH)₂，所以碱性：Ca(OH)₂______Al(OH)₃。 (2)推测未知元素的某些性质 例如已知Ca(OH)₂微溶于水、Mg(OH)₂难溶于水，可推知Be(OH)₂______溶于水。 根据卤素元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢______化合，HAt不稳定，其水溶液呈______性，AgAt______溶于水等。 一、原子结构的周期性变化规律 1.核外电子排布的变化规律 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 Li Be B C 原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 3～10号元素 N O F Ne 原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 - 11～18号元素 Na Mg Al Si 原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 11～18号元素 P S Cl Ar 原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 - 变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小 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 4.结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。 二、同周期元素的性质变化规律 同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 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 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 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，阴离子还原性逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 三、同主族元素的性质变化规律 项目 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 逐渐增多 原子半径 逐渐增大 离子半径 逐渐增大 性质 化合价 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 1．下列关于碱金属和卤素单质的有关说法正确的是 A．随原子序数递增，碱金属密度一定增大 B．碱金属都呈银白色 C．液溴采用水封法保存 D．碘的升华是化学变化 2．钾(与钠的性质相似)的下列性质与少量的钾保存在煤油中无关的是 A．可用小刀片切割金属钾 B．单质钾的密度比煤油大 C．钾易与空气反应 D．单质钾的化学性质很活泼 3．向NaBr和KI的混合溶液中，通入足量的Cl2后，将溶液蒸干并灼烧，最后得到的物质是 A．NaBr和KI B．NaBr和KCl C．NaCl和KCl D．NaCl、KCl和I2 4．下列关于碱金属某些性质的排列中，正确的是 A．原子半径： B．密度： C．熔点： D．还原性： 5．碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，根据碱金属元素性质的递变规律预测其性质，其中错误的是 A．在碱金属元素中它具有最大的原子半径 B．钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物 C．它的氢氧化物化学式为FrOH，这是一种极强的碱 D．它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸 6．对于随原子序数依次增大的11~17号元素，下列说法中不正确的是 A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强 7．下列排列顺序错误的是 A．原子半径： B．碱性： C．稳定性： D．酸性： 8．N、Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．离子半径： B．N位于元素周期表第二周期第V族 C．S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性： D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 9．比较下列各组微粒半径，正确的是 ①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Na＋＜Na＜K ④S2－＜Cl－＜Br－ A．①③ B．②③ C．③④ D．①④ 10．下列预测某些碱金属元素及其化合物的性质的结论错误的是( ) 选项 已知某些碱金属元素及其单质的性质 预测某些碱金属元素及其单质的性质 A 锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在 铷元素和铯元素在自然界中都以化合态存在 B 钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈，甚至能燃烧 铷单质和铯单质比钾单质更容易与氧气反应，遇到空气就会立即燃烧 C 钾单质与水反应比钠单质更剧烈，甚至爆炸 铷和铯比钾更容易与水反应，遇水立即燃烧，甚至爆炸 D 锂元素和钠元素在化合物中的化合价都是价，钠单质与氧气反应生成的氧化物有和　 锂单质与氧气反应生成的氧化物有和 11．向碘水、淀粉的混合液中加入AgNO3溶液，蓝色褪去。为探究褪色原因，实验如下： 下列分析不正确的是 A．过程①后溶液pH明显变小 B．过程③中加入NaCl溶液的目的是除去Ag+ C．不能判断4H++4I-+O2=2H2O+2I2是过程④中溶液变蓝的原因 D．综合上述实验，过程①中蓝色褪去的原因是Ag+氧化了I2 12．实验：探究钠、镁、钾的金属性强弱。 仅限选择的仪器和试剂：烧杯、试管、试管夹、酒精灯、滴管、药匙、火柴；、、K、水、稀盐酸、溶液、酚酞溶液。 完成以下实验探究过程： （1）提出假设：三种金属的活动性由强到弱的顺序为。 （2）设计实验方案。 （3）实验过程。根据（2）的实验方案，叙述实验操作、预期现象和结论。 编号 实验操作 预期现象和结论 1 ①将少许钠和镁分别加入滴有酚酞溶液的适量水中 ② 2 ③ ④钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强 （4）实验结论： 。 （5）上述操作中，涉及的化学方程式有 、 。 13．某化学课外活动小组为了验证主族元素化学性质的递变规律，进行如下实验探究。 I．探究1：元素金属性递变规律 （1）验证同主族元素、、的金属性递变规律。 序号 实验内容 实验现象 1 将绿豆大小的金属投入水中 与水反应快速，且有气泡生成 2 将绿豆大小的金属投入水中 与水反应比第1组剧烈，且有气泡生成 3 将绿豆大小的金属投入水中 ①预测第3组的实验现象是 。 ②已知位于第五周期ⅠA族，则的碱性 的碱性(填“<”或“>”)。 （2）某同学取适量可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氧化铝，请写出该反应的离子方程式： 。 II．探究2：元素非金属性递变规律 （3）某小组同学设计实验比较ⅦA族元素的非金属性： 甲方案 乙方案 操作 打开分液漏斗的活塞，烧瓶中产生黄绿色气体，蘸有溶液的棉球变为橙黄色，湿润的淀粉试纸变蓝。 向中通入少量充分反应后，中液体为橙黄色，将中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，试管中现象为① 图示 ②甲方案中发生多个化学反应，写出产生黄绿色气体的离子方程式： 。 ③以上两个方案， (填“甲”或“乙”)方案的实验能证明非金属性：。 （4）除了利用卤素单质间的置换反应，以下陈述哪些可作为卤族元素非金属性递变规律的判断依据___________(填字母)。 A．、、的熔点逐渐升高 B．、、的稳定性逐渐减弱 C．、、的固体颜色越来越深 D．、、的还原性逐渐增强 14．下表是元素周期表的一部分。请完成下列填空。      主族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 Be C O F 3 Na Mg Al S Cl 4 Ca Se Br （1）F-的原子结构示意图为 。 （2）第三周期中，最高价氧化物水化物酸性最强的是 (填化学式)。 （3）Mg、Cl和Ca中，离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)。 （4）写出一个能证明S的非金属性强于C的化学方程式 。 （5）硒(Se)被誉为“生命元素”，科学补硒可以减少疾病的发生。周期表中元素Se的位置在S的下方，下列推断正确的是_______(填字母序号)。 A．SeO2即具有氧化性又具有还原性 B．H2Se的稳定性比H2S强 C．H2SeO4的酸性强于H2SO4 D．SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 一、知识目标 1.结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律。 2.理解元素周期律的内容和实质。 3.掌握比较元素及其化合物性质的方法，能推测未知元素的某些性质。 4.了解元素周期表在指导新元素的发现、寻找有特殊用途的新物质等方面的应用。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察元素及其化合物的性质递变，从微观上理解元素原子的核外电子排布对元素性质的影响。 2.证据推理与模型认知：通过分析实验数据和事实，建立元素性质递变规律的模型，培养逻辑推理能力。 3.科学探究与创新意识：通过实验探究和问题讨论，培养科学探究能力和创新思维。 4.科学态度与社会责任：感悟元素周期表在科学研究和生产实践中的重要作用，培养科学态度和社会责任感。 一、学习重点 同周期和同主族元素性质的递变规律、元素周期律的内容和实质、元素周期表的应用。 二、学习难点 元素金属性和非金属性强弱的判断方法、运用元素周期律和元素周期表解决实际问题。 一、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1.实验探究——第三周期元素性质的递变 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。 （2）实验过程 ①实验探究：钠、镁与水的反应 实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 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，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应缓慢，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2 结论：金属性：Na>Mg ②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应 实验操作 实验现象及离子方程式 向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明；离子方程式为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明。离子方程式为Al(OH)3+OH-=Al(OH)4- 向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失；离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O 向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀不溶解。 结论：A．NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物； B．金属性：Na>Mg>Al （3）实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强) 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 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 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 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，阴离子还原性逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 二、碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大 相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大，钾除外熔点逐渐降低，沸点逐渐降低，硬度逐渐减小 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。 二、卤族元素 卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 1.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。 2.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次增大，分子间力依次增强。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下唯一的液态非金属。 （2）碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。 （3）卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。 3.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解 结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 （一）问题探究 1.同周期元素性质递变规律探究 o如何比较(Na)、(Mg)元素金属性强弱呢？ o请设计实验方案来比较(Na)、(Mg)、(Al)元素金属性强弱。 o利用元素非金属强弱的判断依据，结合所给资料，判断(Si)、(P)、(S)、(Cl)的非金属性强弱。 o资料如下： 硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下表： 非金属元素 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸) 的酸性强弱 (Si) (H_2SiO_3)（硅酸），弱酸 (P) (H_3PO_4)（磷酸），中强酸 (S) (H_2SO_4)（硫酸），强酸 (Cl) (HClO_4)（高氯酸），强酸(酸性比(H_2SO_4)强) - 磷、硫、氯的单质与氢气化合的条件及氢化物的稳定性如下表： 元素 单质与氢气化合的难易 氢化物稳定性 (Si) 硅单质高温下可与氢气反应生成气态氢化物——硅烷(SiH_4)，硅烷在(400^{}C)以上会发生分解 (SiH_4) (P) 磷蒸气与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢(PH_3)，磷化氢在(500^{}C)以上很快分解 (PH_3) (S) 硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢(H_2S)，硫化氢在较高温度时可以分解 (H_2S) (Cl) 氯气与氢气能在光照或点燃的条件下反应生成稳定的气态氢化物——氯化氢，氯化氢是稳定的气态氢化物 (HCl) 2.同主族元素性质递变规律探究 o观察碱金属元素的原子结构示意图，它们的原子核外电子排布有什么特点？从哪一点推断出碱金属元素的化学性质具有相似性？ o在周期表中，从上到下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？ o根据卤族元素的相关信息，思考卤族元素的原子核外电子排布有什么特点？ o卤族元素的相关信息如下： 元素名称 元素符号 核电荷数 颜色和状态 密度((g/cm^3)) 熔点((^{}C)) 沸点((^{}C)) 氟 (F) 9 淡黄绿色(气体) 氯 (Cl) 17 黄绿色(气体) 溴 (Br) 35 深红棕色(液体) 逐渐增大 逐渐升高 碘 (I) 53 紫黑色(固体) - 设计实验探究卤族单质与氢气反应的难易程度、生成氢化物的稳定性以及卤素单质氧化性强弱。 （二）问题思考 1.门捷列夫是如何发现元素周期表的？他的预言为什么能够如此准确？ 2.为什么可以将元素周期表比作一座精心设计的图书馆？这种类比有什么好处？ 3.若(X+)和(Y{2 -})的核外电子层结构相同，那么原子序数(X)和(Y)的大小关系如何？请说明理由。 4.已知(Ca(OH)_2)微溶于水、(Mg(OH)_2)难溶于水，如何推知(Be(OH)_2)的溶解性？ （三）归纳总结 1.同一周期从左到右，元素金属性和非金属性的递变规律是怎样的？请结合实验和资料进行说明。 2.元素周期律的内容和实质分别是什么？ 3.同主族元素性质递变规律如下表，请填写完整。 比较内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数：相同；最外层电子数：依次增加(1)个；原子半径：逐渐减小 电子层数：依次增加；最外层电子数：相同；原子半径：逐渐增大 元素的性质 金属性：逐渐减弱；非金属性：逐渐增强；主要化合价：最高正价：(+1+7) ((O)、(F) 除外)，最低负价 = 最高正价 - (8) 金属性：逐渐增强；非金属性：逐渐减弱；主要化合价：最高正价 = 主族序数((O)、(F) 除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；氢化物稳定性：逐渐增强 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；氢化物稳定性：逐渐减弱 4.元素周期表有哪些重要的应用？请举例说明。 1.下列事实不能用元素周期律解释的是 A．非金属性：N＜O＜F B．碱性：Al(OH)₃＜Mg(OH)₂＜NaOH C．稳定性：HI＜HBr＜HCl D．酸性：H₂SO₃＞H₂CO₃＞HClO 【答案】D 【解析】A. 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以非金属性N＜O＜F，能用元素周期律解释，A不符合题意；B. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，所以碱性Al(OH)₃＜Mg(OH)₂＜NaOH，能用元素周期律解释，B不符合题意；C. 同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，所以稳定性HI＜HBr＜HCl，能用元素周期律解释，C不符合题意；D. H₂SO₃不是S的最高价含氧酸，HClO不是Cl的最高价含氧酸，不能根据元素周期律比较它们的酸性强弱，D符合题意。答案选D。 2.Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．原子半径：r(Cl)＞r(S)＞r(Mg)＞r(Na) B．非金属性：S＞Cl C．Na、S两种元素可形成化合物Na₂S D．最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg(OH)₂ 【答案】C 【解析】A. 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，所以原子半径r(Na)＞r(Mg)＞r(S)＞r(Cl)，A错误；B. 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以非金属性Cl＞S，B错误；C. Na为+1价，S为 -2价，Na、S两种元素可形成化合物Na₂S，C正确；D. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，所以最高价氧化物的水化物的碱性NaOH＞Mg(OH)₂，D错误。答案选C。 3.下列关于碱金属元素和卤素的说法中，错误的是 A．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大 B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．溴单质与水的反应比氯单质与水的反应更剧烈 【答案】D 【解析】A. 同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，所以随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大，A正确；B. 碱金属元素中，锂原子的电子层数最少，原子半径最小，失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子的电子层数最少，原子半径最小，得电子的能力最强，B正确；C. 钾的金属性比钠强，所以钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，C正确；D. 氯的非金属性比溴强，所以氯单质与水的反应比溴单质与水的反应更剧烈，D错误。答案选D。 4.元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法错误的是 A．若X⁺和Y²⁻的核外电子层结构相同，则原子序数：X>Y B．硫、硒为同主族元素，因此硒的主要化合价有 -2、＋4、＋6 C．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH>Ba(OH)₂ D．常温下，形状和大小相同的镁和铝与浓度相同的盐酸反应，镁更剧烈 【答案】C 【解析】A. 若X⁺和Y²⁻的核外电子层结构相同，说明X失去一个电子后和Y得到两个电子后的电子层结构相同，则原子序数X>Y，A正确；B. 同主族元素的主要化合价相似，硫的主要化合价有 -2、＋4、＋6，所以硒的主要化合价也有 -2、＋4、＋6，B正确；C. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，Cs的金属性比Ba强，所以碱性CsOH>Ba(OH)₂，C错误；D. 镁的金属性比铝强，所以常温下，形状和大小相同的镁和铝与浓度相同的盐酸反应，镁更剧烈，D正确。答案选C。 5.运用元素周期表和元素周期律回答下列问题： (1)比较不同周期，不同主族元素的性质(填“＞”或“<”，下同) 例如金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)₂______Al(OH)₃、Ca(OH)₂______Mg(OH)₂，所以碱性：Ca(OH)₂______Al(OH)₃。 (2)推测未知元素的某些性质 例如已知Ca(OH)₂微溶于水、Mg(OH)₂难溶于水，可推知Be(OH)₂______溶于水。 根据卤素元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢______化合，HAt不稳定，其水溶液呈______性，AgAt______溶于水等。 【答案】(1)＞；＞；＞；(2)难；难；酸；难 【解析】(1)金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，因为金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，所以碱性Mg(OH)₂＞Al(OH)₃、Ca(OH)₂＞Mg(OH)₂，进而可得碱性Ca(OH)₂＞Al(OH)₃。(2)同主族元素从上到下金属性逐渐增强，其氢氧化物的溶解性逐渐增大，已知Ca(OH)₂微溶于水、Mg(OH)₂难溶于水，所以可推知Be(OH)₂难溶于水。根据卤素元素的性质递变规律，从上到下非金属性逐渐减弱，与氢气化合越来越难，氢化物稳定性逐渐减弱，所以砹(At)与氢气难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，卤化银的溶解性逐渐减小，所以AgAt难溶于水。 一、原子结构的周期性变化规律 1.核外电子排布的变化规律 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 Li Be B C 原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 3～10号元素 N O F Ne 原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 - 11～18号元素 Na Mg Al Si 原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 11～18号元素 P S Cl Ar 原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 - 变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小 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 4.结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。 二、同周期元素的性质变化规律 同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 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 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 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，阴离子还原性逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 三、同主族元素的性质变化规律 项目 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 逐渐增多 原子半径 逐渐增大 离子半径 逐渐增大 性质 化合价 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 1．下列关于碱金属和卤素单质的有关说法正确的是 A．随原子序数递增，碱金属密度一定增大 B．碱金属都呈银白色 C．液溴采用水封法保存 D．碘的升华是化学变化 【答案】C 【详解】A．随着原子序数增大，碱金属密度呈增大趋势，但是K的密度比Na小，A错误； B．碱金属中Cs为金黄色，其余为银白色，B错误； C．由于Br2易挥发，且密度比水大，故可采用水封法抑制其挥发，C正确； D．碘的升华属于物理变化，D错误； 故答案选C。 2．钾(与钠的性质相似)的下列性质与少量的钾保存在煤油中无关的是 A．可用小刀片切割金属钾 B．单质钾的密度比煤油大 C．钾易与空气反应 D．单质钾的化学性质很活泼 【答案】A 【解析】A．可用小刀片切割金属钾，说明钾的硬度较小，该性质与少量的钾保存在煤油中无关，A项选；B．钾沉在煤油中说明其密度比煤油大，B项不选；C．钾保存在煤油中是为了防止其与空气中的氧气、水蒸气等反应，C项不选；D．钾保存在煤油中是为了防止其与空气中的氧气接触反应，说明单质钾的化学性质很活泼，D项不选；答案选A。 3．向NaBr和KI的混合溶液中，通入足量的Cl2后，将溶液蒸干并灼烧，最后得到的物质是 A．NaBr和KI B．NaBr和KCl C．NaCl和KCl D．NaCl、KCl和I2 【答案】C 【详解】向和的混合溶液中，通入足量的，发生反应：，，加热，挥发，升华，最后得到固体为：和。 故选C。 4．下列关于碱金属某些性质的排列中，正确的是 A．原子半径： B．密度： C．熔点： D．还原性： 【答案】A 【解析】A．同主族元素原子半径从上往下增大，故原子半径：，A正确；B．碱金属的密度变化规律表现为自上而下逐渐增加的趋势，但钾的密度却比钠小，密度：，B错误；C．随着原子序数的增加，碱金属的原子半径增大，导致原子之间的相互作用力减弱，熔点降低，熔点：，C错误；D．随着原子序数的增加，碱金属的金属性增强，单质的还原性：，D错误；故选A。 5．碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，根据碱金属元素性质的递变规律预测其性质，其中错误的是 A．在碱金属元素中它具有最大的原子半径 B．钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物 C．它的氢氧化物化学式为FrOH，这是一种极强的碱 D．它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸 【答案】B 【分析】根据同主族元素性质的递变规律，从金属锂到金属钫随原子序数的递增，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，与水反应的剧烈程度逐渐增强，根据同主族元素性质的递变规律， 【解析】A．根据同主族元素性质的递变规律，从金属锂到金属钫随原子序数的递增，原子半径逐渐增大，在碱金属元素中金属钫具有最大的原子半径，A正确；B．根据同主族元素性质的递变规律，根据同主族元素性质的递变规律，不只生成Fr2O，还可生成更复杂氧化物，B错误；C．从金属锂到金属钫，元素的金属性逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，氢氧化物化学式为FrOH，这是一种极强的碱，C正确；D．从金属锂到金属钫，元素的金属性逐渐增强，与水反应的剧烈程度逐渐增强，钫能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸，D正确；故选B。 6．对于随原子序数依次增大的11~17号元素，下列说法中不正确的是 A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐减小 C．最高正化合价逐渐增大 D．元素的非金属性逐渐增强 【答案】A 【解析】A．在元素周期表中同一周期的元素电子层数相同，故A错误；B．在元素周期表中同一周期的元素从左到右原子半径依次减小，故B正确；C．同周期自左向右最外层电子数逐渐增大，则最高正化合价逐渐增大，故C正确；D．在元素周期表中同一周期的元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，故D正确；答案选A。 7．下列排列顺序错误的是 A．原子半径： B．碱性： C．稳定性： D．酸性： 【答案】A 【解析】A．O与S位于同一主族，S在O的下方，S与Na位于同周期，S位于Na的右方，所以原子半径Na>S>O，A错误；B．金属性：Na>Mg>Al，故碱性：，B正确；C．非金属性：F>O>P，故稳定性：，C正确；D．非金属性P<S<Cl，故酸性：，D正确；答案选A。 8．N、Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．离子半径： B．N位于元素周期表第二周期第V族 C．S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性： D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 【答案】D 【解析】A．核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：，A错误；B．N的质子数为7，核外2个电子层，最外层电子数为5，故N位于元素周期表第二周期第VA族，B错误；C．非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性Cl>S，S、Cl两种元素最简单氢化物的稳定性：，C错误；D．金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Na>Mg，最高价氧化物对应水化物的碱性：，D正确；故选D。 9．比较下列各组微粒半径，正确的是 ①Cl＜Cl－＜Br－ ②F－＜Mg2＋＜Al3＋ ③Na＋＜Na＜K ④S2－＜Cl－＜Br－ A．①③ B．②③ C．③④ D．①④ 【答案】A 【解析】①阴离子的半径比对应原子的半径大，所以微粒半径：Cl＜Cl－，最外层电子数相同，电子层数越多，离子半径越大，所以半径：Cl－＜Br－，故微粒半径大小：Cl＜Cl－＜Br－，正确；②Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数越小，离子半径越大，则离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜F－，错误；③阳离子的半径比对应原子半径小，所以微粒半径：Na＋＜Na，Na、K的最外层电子数相同，电子层数越多，半径越大，故原子半径：Na＜K，故半径大小：Na＋＜Na＜K，正确；④S2－、Cl的最外层电子数相同，核电荷数越小，离子半径越大，所以Cl－＜S2－，电子层数越多，半径越大，Br－的电子层数最多，故离子半径：Cl－＜S2－＜Br－，错误。由上分析可知，正确的是①③；故选A项。 10．下列预测某些碱金属元素及其化合物的性质的结论错误的是( ) 选项 已知某些碱金属元素及其单质的性质 预测某些碱金属元素及其单质的性质 A 锂、钠、钾三种元素在自然界中都以化合态存在 铷元素和铯元素在自然界中都以化合态存在 B 钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈，甚至能燃烧 铷单质和铯单质比钾单质更容易与氧气反应，遇到空气就会立即燃烧 C 钾单质与水反应比钠单质更剧烈，甚至爆炸 铷和铯比钾更容易与水反应，遇水立即燃烧，甚至爆炸 D 锂元素和钠元素在化合物中的化合价都是价，钠单质与氧气反应生成的氧化物有和　 锂单质与氧气反应生成的氧化物有和 【答案】D 【详解】A．碱金属都是活泼的金属元素，在自然界中均以化合态存在，故A正确； B．碱金属从上到下，金属性逐渐增强，失去电子的能力逐渐增强，因为钾单质与空气中的氧气反应比钠单质更剧烈，甚至能燃烧，所以铷单质和铯单质比钾单质更容易与氧气反应，遇到空气就会立即燃烧，故B正确； C．碱金属从上到下，金属性逐渐增强，因为钾单质与水反应比钠单质更剧烈，甚至爆炸，所以铷和铯比钾更容易与水反应，遇水立即燃烧，甚至爆炸，故C正确； D．碱金属从上到下，金属性逐渐增强，与氧气反应的产物更加复杂，锂单质与氧气反应只能生成Li2O，不能生成Li2O2，故D错误； 故选D。 11．向碘水、淀粉的混合液中加入AgNO3溶液，蓝色褪去。为探究褪色原因，实验如下： 下列分析不正确的是 A．过程①后溶液pH明显变小 B．过程③中加入NaCl溶液的目的是除去Ag+ C．不能判断4H++4I-+O2=2H2O+2I2是过程④中溶液变蓝的原因 D．综合上述实验，过程①中蓝色褪去的原因是Ag+氧化了I2 【答案】D 【分析】在碘水中存在如下平衡：I2+H2OHI+HIO，I-与Ag+反应生成AgI沉淀，促进I2与水的反应不断正向进行；过滤，所得滤液1中含有HIO和HNO3，还有未反应完的AgNO3，加入NaCl溶液，将发生Ag+与Cl-生成AgCl的沉淀反应，往滤液2中加入KI溶液，发生I-、HIO、H+的氧化还原反应，从而生成I2，使溶液再次变蓝色。 【详解】A．由分析可知，过程①后，溶液的主要成分为HIO、HNO3及未反应的AgNO3，所以pH明显变小，A正确； B．过程③中加入NaCl溶液，可与Ag+反应生成AgCl沉淀，排除Ag+可能对后续实验产生的干扰，所以目的是除去Ag+，B正确； C．过程④中，加入KI，可能发生HIO、H+、I-的氧化还原反应，也可能发生反应4H++4I-+O2=2H2O+2I2，不能肯定溶液变蓝的原因是哪一个，C正确； D．过程①中蓝色褪去的原因可能是Ag+氧化了I2，也可能是Ag+促进了I2与H2O的反应，D不正确； 故选D。 12．实验：探究钠、镁、钾的金属性强弱。 仅限选择的仪器和试剂：烧杯、试管、试管夹、酒精灯、滴管、药匙、火柴；、、K、水、稀盐酸、溶液、酚酞溶液。 完成以下实验探究过程： （1）提出假设：三种金属的活动性由强到弱的顺序为。 （2）设计实验方案。 （3）实验过程。根据（2）的实验方案，叙述实验操作、预期现象和结论。 编号 实验操作 预期现象和结论 1 ①将少许钠和镁分别加入滴有酚酞溶液的适量水中 ② 2 ③ ④钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强 （4）实验结论： 。 （5）上述操作中，涉及的化学方程式有 、 。 【答案】（3）钠剧烈反应，溶液变红，产生大量气体；镁没有明显现象，说明钠的金属性比镁强 将少许钠和钾分别加入滴有酚酞溶液的适量水中 （4）金属与水反应越剧烈，金属性越强，所以金属性 （5） 【解析】（3）②与水剧烈反应，产生大量气体，生成的呈碱性，所以溶液变红色；因为镁在冷水中几乎不反应，所以加入镁的烧杯中无明显现象，说明钠的金属性比镁强；③将少许钠和钾分别加入滴有酚酞溶液的适量水中，钾反应比钠剧烈，说明钾的金属性比钠强。 （4）以上实验说明金属与水反应越剧烈，金属性越强，所以金属性。 （5）反应涉及的化学方程式有、。 13．某化学课外活动小组为了验证主族元素化学性质的递变规律，进行如下实验探究。 I．探究1：元素金属性递变规律 （1）验证同主族元素、、的金属性递变规律。 序号 实验内容 实验现象 1 将绿豆大小的金属投入水中 与水反应快速，且有气泡生成 2 将绿豆大小的金属投入水中 与水反应比第1组剧烈，且有气泡生成 3 将绿豆大小的金属投入水中 ①预测第3组的实验现象是 。 ②已知位于第五周期ⅠA族，则的碱性 的碱性(填“<”或“>”)。 （2）某同学取适量可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氧化铝，请写出该反应的离子方程式： 。 II．探究2：元素非金属性递变规律 （3）某小组同学设计实验比较ⅦA族元素的非金属性： 甲方案 乙方案 操作 打开分液漏斗的活塞，烧瓶中产生黄绿色气体，蘸有溶液的棉球变为橙黄色，湿润的淀粉试纸变蓝。 向中通入少量充分反应后，中液体为橙黄色，将中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，试管中现象为① 图示 ②甲方案中发生多个化学反应，写出产生黄绿色气体的离子方程式： 。 ③以上两个方案， (填“甲”或“乙”)方案的实验能证明非金属性：。 （4）除了利用卤素单质间的置换反应，以下陈述哪些可作为卤族元素非金属性递变规律的判断依据___________(填字母)。 A．、、的熔点逐渐升高 B．、、的稳定性逐渐减弱 C．、、的固体颜色越来越深 D．、、的还原性逐渐增强 【答案】（1）K与水反应比Na与水反应剧烈，且产生气泡 大 （2）NH3·H2O+Al3+= Al(OH)3↓+3NH （3）16H++ 10Cl— +2=2Mn2++5Cl2↑+8H2O 溶液分层，且下层溶液为紫红色 乙 （4）BD 【解析】（1）①根据前两组实验现象，预测第3组实验现象：K与水反应比Na与水反应剧烈，且产生气泡；②已知位于第五周期ⅠA族，同族元素从上至下，元素金属性逐渐增强，其最高价氧化物对应水化物碱性逐渐增强，则的碱性大于的碱性； （2）可溶性铝盐与氨水(溶质为)反应制备氢氧化铝，反应方程式：NH3·H2O+Al3+= Al(OH)3↓+3NH； （3）①反应生成碘单质，现象：溶液分层，且下层溶液为紫红色；②高锰酸钾与浓盐酸反应生成氯气，离子方程式：16H++ 10Cl— +2=2Mn2++5Cl2↑+8H2O；甲方案无法证明非金属性：；③乙方案装置A中少量氯气与NaBr反应生成溴，打开分液漏斗活塞，试管中溴与KI反应生成碘，可比较非金属性：； （4）A．、、的熔点逐渐升高，属于物理性质变化规律，不可用于非金属性递变规律的判断依据，A错误；B．非金属性越强，简单气态氢化物稳定性越强，、、的稳定性逐渐减弱，可用于非金属性递变规律的判断依据，B正确；C．、、的固体颜色越来越深，属于物理性质变化规律，不可用于非金属性递变规律的判断依据，C错误；D．、、的还原性逐渐增强，说明相应元素非金属性逐渐减弱，可用于非金属性递变规律的判断依据，D正确；答案选BD； 14．下表是元素周期表的一部分。请完成下列填空。      主族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 Be C O F 3 Na Mg Al S Cl 4 Ca Se Br （1）F-的原子结构示意图为 。 （2）第三周期中，最高价氧化物水化物酸性最强的是 (填化学式)。 （3）Mg、Cl和Ca中，离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)。 （4）写出一个能证明S的非金属性强于C的化学方程式 。 （5）硒(Se)被誉为“生命元素”，科学补硒可以减少疾病的发生。周期表中元素Se的位置在S的下方，下列推断正确的是_______(填字母序号)。 A．SeO2即具有氧化性又具有还原性 B．H2Se的稳定性比H2S强 C．H2SeO4的酸性强于H2SO4 D．SeO2在一定条件下可与NaOH溶液反应 【答案】（1） （2）HClO4 （3）Cl->Ca2＋>Mg2＋ （4）H2SO4 + Na2 CO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + H2O或 H2SO4 +2NaHCO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + H2O （5）AD 【解析】（1）F-是F原子得到一个电子，故F-的结构示意图为； （2）非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，同周期从左向右非金属性增强(稀有气体除外)，因此第三周期中非金属性最强的Cl，其最高价氧化物对应水化物酸性最强的是HClO4； （3）三者离子分别为Mg2＋、Cl－、Ca2＋，电子层数分别为2、3、3，根据一般电子层数越多，半径越大，电子层数相同，微粒半径随着原子序数增大而减小，得出微粒半径大小顺序是Cl－>Ca2＋>Mg2＋； （4）元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，其非金属性越强，因此要证明S的非金属性强于C，可证明硫酸的酸性比碳酸强，即H2SO4 + Na2 CO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + H2O或 H2SO4 +2NaHCO3=Na2 SO4 + CO2 ↑ + H2O； （5）A．SeO2中Se表现＋4价，处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性，故A正确；B．非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，同主族从上到下非金属性减弱，Se的非金属性比S弱，因此H2Se稳定性比H2S弱，故B错误；C．非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，同主族从上到下非金属性减弱，Se的非金属性比S弱，因此H2SO4的酸性强于H2SeO3，故C错误；D．同主族性质具有相似性，Se和S属于同主族，SO2能与NaOH溶液反应，推测SeO2也能与NaOH溶液反应，故D正确；答案为AD。 / 学科网（北京）股份有限公司 $