第1章 第3节 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律-【金版新学案】2025-2026学年高中化学必修第二册同步课堂高效讲义教师用书word（鲁科版，单选）

第3节　元素周期表的应用 第1课时　认识同周期元素性质的递变规律 课程标准解读 1．以第3周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律。 2．能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。 3．通过“第3周期元素原子得失电子能力的比较”的探究，培养设计实验和实验操作的能力。 知识点一　第3周期元素原子得失电子能力的比较 　　　　　　　　　　　　　　　　 1．钠、镁、铝元素原子失电子(金属性)能力的比较 (1)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究 实验项目 与水反应 与酸反应 实验内容 实验现象 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 加热反应缓慢，酚酞变浅红色 反应剧烈，生成大量气体 反应较剧烈，生成气体 实验结论 失电子能力：Na＞Mg 失电子能力：Mg＞Al 结论 失电子能力：Na＞Mg＞Al (2)氢氧化镁、氢氧化铝碱性强弱的实验探究 实验项目 与酸反应 与碱反应 实验内容 实验现象 两种沉淀都溶解 Mg(OH)2沉淀不溶解，Al(OH)3沉淀溶解 反应原理 Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－ 实验结论 碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3 结论 失电子能力：Mg＞Al 2．Si、P、S、Cl元素原子得电子能力(非金属性)的比较 元素 Si P S Cl 与H2反应 高温，很难反应 磷蒸气和氢气反应 加热时硫和氢气缓慢反应 光照或点燃的条件下反应 气态氢化物 化学式 SiH4 PH3 H2S HCl 稳定性 不稳定 不稳定 较稳定 稳定 从Si到Cl，单质与氢气化合越来越容易，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 化学式 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 酸性 难溶于水，弱酸 中强酸 强酸 酸性比H2SO4强 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 结论 从Si到Cl，原子得电子能力逐渐增强 学生用书第21页 [判断正误](正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物均为强碱。(×) (2)PH3的稳定性比SiH4强。(√) (3)酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4。(√) (4)最外层电子数：Na<Al，原子半径：Na<Al。(×) (5)同周期中，第ⅠA族元素(H除外)金属性最强，第ⅦA族元素非金属性最强。(√) (6)已知酸性：盐酸>碳酸>硅酸，则证明元素原子得电子能力：Cl>C>Si。(×) (一)为探究Na、Mg、Al的活动性顺序，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，加热至水沸腾，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。 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，小球渐小且最终消失，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。 问题1　在下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 提示：　金属钠、镁、铝位于同一周期，按照从左到右的顺序失电子能力逐渐减小，与水及酸反应置换出氢气越来越难。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。 实验步骤 1 2 3 4 实验现象 ② ④ ① ③ 问题2　由上述实验可得出什么结论？ 提示：　根据金属和酸以及水反应的剧烈程度，可以知道金属活动性顺序为Na>Mg>Al，即实验结论是Na、Mg、Al金属性逐渐减弱。 问题3　用原子结构理论对上述实验结论进行解释。 提示：　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。 (二)为了探究元素非金属性强弱，某同学设计了下图所示的装置，可比较HNO3、H2CO3、H2SiO3的酸性强弱，进而比较氮、碳、硅元素非金属性强弱。 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。 问题1　锥形瓶中装有某可溶性正盐，a中盛放何种试剂？ 提示：　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。 问题2　装置B盛放何种试剂？其作用如何？ 提示：　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气体中的硝酸蒸气。 问题3　装置C盛放何种试剂？C中发生什么反应(写出反应的离子方程式)? 提示：　硅酸钠溶液；SiO＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋CO。 问题4　通过实验证明氮、碳、硅元素的非金属性强弱顺序是什么？ 提示：　N＞C＞Si。 元素金属性、非金属性强弱的判断方法 1．金属性强弱的判断 (1)据元素周期表判断 ①同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 ②同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 (2)据金属活动性顺序判断 (3)据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。　　 学生用书第22页 (4)金属单质间的置换反应：较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来：如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn>Cu(但活泼金属与水反应剧烈，在水溶液中不能置换出其他金属单质)。 (5)据离子的氧化性强弱判断：金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如氧化性：Cu2＋>Fe2＋，则金属性：Cu<Fe。 2．非金属性强弱的判断 (1)据元素周期表判断 ①同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 ②同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 (2)据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应：较活泼的非金属将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来：如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl>Br。 (4)据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如还原性：Cl－<I－，非金属性：Cl>I。 (5)根据在相同条件下氧化变价金属的程度判断 若氧化成高价态的化合物，则表明该元素的非金属性强；若氧化为低价态的化合物，则表明该元素的非金属性弱。　　 1．甲、乙两种非金属元素：①甲单质比乙单质容易与H2化合；②甲单质能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质水溶性比乙的强。能说明甲比乙的非金属性强的是(　　) A．④ B．⑤ C．①②③ D．①②③④ C　[元素非金属性越强，其单质越容易与H2化合，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，①③正确；非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质，②正确。] 2．为了除去Mg(OH)2中混有的少量杂质Al(OH)3，可选用的试剂是(　　) A．硝酸 B．NaOH溶液 C．氨水 D．盐酸 B　[利用Al(OH)3可溶于强碱，而Mg(OH)2不溶于强碱，选用NaOH溶液即可，但是Al(OH)3不溶于氨水，B符合题意。] 3．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　) A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B．用Na来置换MgCl2溶液中的Mg，来验证Na的金属性强于Mg C．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱 D．根据Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，说明金属性：Al>Mg C　[A项应该根据金属失电子的难易来确定，易失电子的金属性较强，错误；B项中钠首先要跟MgCl2溶液中的水反应，不能置换出Mg，错误；D项判断依据错误。] 知识点二　同周期主族元素得失电子能力的递变规律 　　　　　　　　　　　　　　　　 1．变化规律 同周期从左到右，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。 2．同周期元素的性质递变的原因 同周期元素(稀有气体元素除外)的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增： 原子的失电子能力越强，对应单质的还原性越强；原子的得电子能力越强，对应单质的氧化性越强。　　 3．元素周期表中金属元素与非金属元素的分区 金属元素、非金属元素之间并没有严格的界限，元素周期表中位于金属元素与非金属元素交界处附近的元素既能表现出一定的金属元素的性质，又能表现出一定的非金属元素的性质。 [判断正误](正确的打“√”，错误的打“×”) (1)元素原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(×) 学生用书第23页 (2)酸性：HCl＞H3PO4，故得电子能力：Cl＞P。(×) (3)同一周期元素从左往右金属性增强，非金属性减弱。(×) (4)金属性就是还原性，非金属性即氧化性。(×) (5)元素原子半径越大，最外层电子数越多，越易失电子。(×) (6)铝既能与强酸反应又能与强碱反应，因此，铝为两性金属。(×) 铁在氯气中燃烧生成FeCl3，铁粉与硫粉反应生成FeS。 问题1　请从原子结构角度解释上述原因。 提示：　由于S和Cl位于同一周期，电子层数相同，原子半径r(Cl)<r(S)，因此Cl的得电子能力强于S，因此Cl2的氧化性强于S。 问题2　教材中“硫酸是一种强酸”，则能否由H2SO4的酸性大于HClO的酸性，推断S的非金属性大于Cl的非金属性？ 提示：　不能。因为HClO不是Cl元素最高价氧化物对应的水化物，无法判断两者的非金属性强弱。 问题3　根据硫和氯气的氧化性，试写出二者反应生成＋4价硫的氯化物的化学方程式。 提示：　S＋2Cl2SCl4。 同周期主族元素原子结构与性质的递变规律 性质 递变规律(从左到右) 原子半径 逐渐减小 主要化合价 ＋1→＋7－4→－1(O、F除外) 元素原子的失电子能力 逐渐减弱 元素原子的得电子能力 逐渐增强 单质 氧化性 逐渐增强 还原性 逐渐减弱 离子 阳离子的氧化性 逐渐增强 阴离子的还原性 逐渐减弱 气态氢 化物 稳定性 逐渐增强 还原性 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物 酸性 逐渐增强 碱性 逐渐减弱 　　 1．同一短周期的元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，下列叙述正确的是(　　) A．单质的化学活泼性：W<X<Y<Z B．原子最外层电子数：W<X<Y<Z C．单质的氧化能力：W<X<Y<Z D．元素的最高化合价一定为：W<X<Y<Z B　[元素为同一周期，从左至右最外层电子数依次增加，而单质的活泼性分为金属性与非金属性，若Z为稀有气体则不具有氧化性。最高化合价随原子序数的递增不一定增大(如O无最高正价、F无正价)。] 2．已知X、Y是第3周期的两种金属元素，且X的原子半径比Y的原子半径大，则下列叙述正确的是(　　) A．Y的原子序数比X的原子序数小 B．X的离子比Y的离子得电子能力强 C．X的失电子能力比Y的失电子能力强 D．X的离子半径比Y的离子半径小 C　[X、Y是第3周期的两种金属元素，且X的原子半径比Y的原子半径大，所以Y的原子序数比X的原子序数大，A错误；根据同周期元素金属性的变化规律可知，X的失电子能力大于Y，则X的离子比Y的离子得电子能力弱，B错误；X的离子和Y的离子具有相同的电子层结构，但X的核电荷数小于Y，所以X的离子半径大于Y的离子半径，D错误。] 3．下表中元素①～⑧为短周期元素： ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ 原子半径/nm 0．074 0．160 0．152 0．110 0．099 0．186 0．075 0．143 最外层电子数 6 2 3 常见化合价 ＋1 －3、＋5 －3、＋5 焰色试验 黄色 单质颜色 黄绿色 参照上表中的有关信息，下列说法正确的是(　　) A．元素⑥②⑧的金属性逐渐增强 B．元素的非金属性：⑤<④ C．元素③⑥是碱金属元素 D．元素⑧的单质具有两性，是半导体 C　[由④⑦的化合价及原子半径可以推出，④为P，⑦为N；①比⑦的半径略小，且最外层有6个电子，则①为O；③化合价为＋1，且在8种元素中原子半径不是最小，也不是最大，则为Li；⑥焰色试验为黄色，则⑥为Na；②的原子半径比③的大，但比⑥的小，最外层有2个电子，故应为Mg；⑤单质颜色为黄绿色，则⑤为Cl；⑧最外层有3个电子，结合原子半径大小，则⑧为Al。元素⑥②⑧的金属性逐渐减弱，A错误；元素的非金属性：⑤(Cl)>④(P)，B错误；铝既能与酸反应也能与强碱溶液反应，但不能称之为两性，铝不是半导体，而是电的良导体，D错误。] 学生用书第24页 　　　　　　　　　　　　　　　　 (1)同一周期从左到右，元素的原子半径逐渐减小的主要原因是核电荷数逐渐增多，原子核对电子的吸引力增大。 (2)利用元素氧化物对应的水化物的酸性强弱作为判断元素非金属性强弱的依据时，必须强调元素的最高价。 (3)Al(OH)3属于两性氢氧化物，能够溶于强酸强碱，但不溶于弱酸或弱碱。 (4)硅、锗两元素处于周期表中金属与非金属的分界线附近，其单质常作半导体。 　　　　　　　　　　　　　　　　 1．下列说法错误的是(　　) A．Na与Al为同周期元素，钠原子半径大于铝原子半径，所以钠的金属性比铝强 B．Na与Mg为同周期元素，且Mg的核电荷数比Na的大，所以钠的金属性比镁强 C．NaOH为强碱，而Al(OH)3具有两性，所以钠的金属性比铝强 D．Zn＋2Fe3＋===Zn2＋＋2Fe2＋，所以Zn的金属性比Fe强 D　[Zn＋Fe2＋===Zn2＋＋Fe才能说明金属性：Zn＞Fe。] 2．(2024·常州高一检测)下列递变规律不正确的是(　　) A．HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强 B．钠、镁、铝的还原性依次减弱 C．HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱 D．P、S、Cl三种元素的最高正化合价依次升高 A　[非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱，故A错误；金属性：Na>Mg>Al，元素的金属性越强，对应的单质的还原性越强，则钠、镁、铝的还原性依次减弱，故B正确；非金属性：Cl>S>P，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，故C正确；P、S、Cl三种元素原子的最外层电子数分别为5、6、7，最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，故D正确。] 3．如图是部分1～18号元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是(　　) A．原子半径：Z>Y>X B．离子半径：Z>Y>X C．元素W的最高价和最低价代数和为4 D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物不能相互反应 C　[根据随原子序数递增化合价的变化特点分析知，X为O，Y为Na，Z为Al，W为S。电子层数越多，元素的原子半径越大，电子层数相同时，原子序数越大，半径越小，故原子半径：Na>Al>O，A项错误；Na、O、Al形成的原子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：O2－>Na＋>Al3＋，B项错误；S的最高正价和最低负价的代数和为(＋6)＋(－2)＝4，C项正确；Na与Al的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3，两者能相互反应，D错误。] 4．A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期元素。已知A、B、E三原子最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物对应水化物之间两两皆能反应生成盐和水；C元素的最外层电子数比次外层电子数少4，D元素原子次外层电子数比最外层电子数多3，回答： (1)写出下列元素符号： A________、C________、D________。 (2)A、B两元素最高价氧化物对应的水化物相互反应的化学方程式为________________________________________________________________________。 (3)比较C、D最高价氧化物对应的水化物的酸性：________________。 解析：　A、B、E三元素最高价氧化物对应的水化物为酸或碱，两两皆能反应，必有一种是两性物质Al(OH)3，另两种为强酸、强碱，碱是NaOH，又因为A、B、E三原子最外层电子数之和为11，且原子序数依次增大，可推出E原子最外层有7个电子，短周期元素中只有Cl符合要求，两两反应的三种物质是NaOH、Al(OH)3、HClO4，C、D原子序数小于17，大于13，推出C、D两原子分别为Si和P，非金属性：Si<P，因此酸性：H2SiO3<H3PO4。 答案：　(1)Na　Si　P (2)NaOH＋Al(OH)3===Na[Al(OH)4] (3)H3PO4＞H2SiO3 学科网（北京）股份有限公司 $