第1章 第3节 第1课时 认识同周期元素性质的递变规律(学用Word)-【优学精讲】2025-2026学年高中化学必修第二册（鲁科版）

本讲义聚焦同周期元素性质递变规律这一核心知识点，以第3周期元素为案例，先通过Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物碱性及与水、酸反应实验，比较金属元素失电子能力，再结合Si、P、S、Cl与H₂化合条件、氢化物稳定性及最高价含氧酸酸性，分析非金属元素得电子能力，最终关联原子结构（核电荷数、半径）解释递变规律，构建“结构-性质”学习支架。 该资料以实验探究为特色，如Na与水反应、Al(OH)₃两性实验等，培养学生科学探究与实践能力。通过原子结构分析性质递变，体现“结构决定性质”的化学观念。设置探究活动与练习题，课中辅助教师引导实验推理，课后帮助学生巩固知识、查漏补缺，提升科学思维。

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 知识点一 1.（1）沉淀逐渐溶解　沉淀逐渐溶解　沉淀溶解　沉淀不溶解　AlCl3＋3H2O　MgCl2＋2H2O 探究活动 1.提示：元素原子失电子能力只与失电子的难易程度有关，而与失电子的数目无关。 2.提示：同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布有关系，因为同周期从左到右元素的原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致失电子能力逐渐减弱。 对点训练 1.D　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，D符合题意。 2.B　金属元素原子失电子能力强弱，可通过金属间置换能力强弱，金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，金属单质置换水或酸中氢的难易程度等方法判断，但金属失电子能力强弱与其1 mol单质失电子多少没有关系。 知识点二 1.＋4　＋5　＋6　＋7　－4　－3　－2　－1　点燃或光照　容易　SiH4　强　SiO2　Cl2O7　H3PO4　HClO4　增强　增强　增强 探究活动 1.提示：③④⑤⑥⑦。①氢化物的溶解度与元素的非金属性没有直接关系；②应该用最高价氧化物对应水化物的酸性来比较非金属性的强弱，而不是其任意含氧酸的氧化性，HClO不是氯元素的最高价氧化物对应的水化物。 2.提示：不正确。非金属元素单质与H2反应的条件越易，生成相应的氢化物才越稳定。 对点训练 1.B　A和B分别表示碳原子和氟原子，同周期非金属主族元素，从左到右原子得电子能力逐渐增强，而C和D分别表示钠离子和铝离子，最外层电子数均为8，其性质较稳定，所以得电子能力最强的是氟原子，选B。 2.B　非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，则稳定性：NH3＜H2O，A项错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则酸性：H3PO4＜H2SO4，C项错误；金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：Al（OH）3＜NaOH，D项错误。 【随堂演练】 1.C　硼、碳、氮、氟位于第2周期，从左到右，原子得电子能力增强，单质越来越容易与H2反应生成氢化物，最容易与H2反应生成氢化物的是氟。 2.B　Na、Mg、Al位于同一周期，核电荷数依次增大，原子失电子能力减弱，单质的还原性减弱，即单质的还原性：Na＞Mg＞Al，A错误；Na＋、Mg2＋、Al3＋形成的阳离子电子排布相同，而核电荷数依次增多，故离子半径依次减小，即r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋），B正确；还原性：Na＞Mg＞Al，则阳离子得电子能力：Na＋＜Mg2＋＜Al3＋，C错误；金属性：Na＞Mg＞Al，则其最高价氧化物对应水化物的碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，D错误。 3.C　根据X、Y、Z三种元素，其最高价氧化物对应的水化物分别为酸、碱、两性氢氧化物，则Y、Z为金属元素，且Y、Z的金属性：Y＞Z，而X为非金属元素。同周期元素随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，则三种元素在周期表中的位置关系是，故原子序数：X＞Z＞Y。 4.D　依据同周期元素性质递变规律进行分析，得电子能力：Se＜Br，最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SeO4＜HBrO4，A项错误；气态氢化物的稳定性：H2Se＜HBr，B项错误；原子半径：Se＞Br，C项错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，越难失电子，故还原性：Se2－＞Br－，D项正确。 5.B　镁、钙和钡同主族，根据同主族元素从上到下金属性逐渐增强，则钡与冷水反应会更快，A选项正确；硅和锗都是常用的半导体材料，但同主族的碳和铅不具备此特点，B选项错误；氯，溴和碘同主族，根据同主族元素从上到下，非金属氢化物稳定性逐渐减弱可知，C选项正确；硅、磷和硫同周期，根据同周期元素从左到右，非金属单质与氢气反应的条件要求逐渐降低可知，D选项正确。 6.（1）b　d　a　c （2）2Na＋2H2O2NaOH＋H2↑ （3）Na、Mg、Al金属性逐渐减弱 （4）减小　金属性 解析：（1）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，和水及酸反应置换出氢气的程度越来越难，所以步骤①对应的现象为b、步骤②对应的现象为d、步骤③对应的现象为a、步骤④对应的现象为c。（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＋2H2O2NaOH＋H2↑。（3）根据金属和酸以及水的反应的剧烈程度，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。 5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $ 第1课时　认识同周期元素性质的递变规律 1.通过分析第3周期元素性质的变化规律，认识同周期元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。 2.能通过Na、Mg、Al有关实验探究同周期元素性质的变化，培养科学探究与创新意识。 知识点一　第3周期金属元素原子失电子能力强弱的比较 1.钠、镁、铝失电子能力强弱 （1）钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 实验 操作 沉淀溶 解情况 相关反 应的化 学方程式 Al（OH）3＋3HCl　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 Al（OH）3＋NaOHNa[Al（OH）4] Mg（OH）2 ＋2HCl　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 — 实验 结论 NaOH是强碱，Mg（OH）2是中强碱，Al（OH）3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱；失电子能力：Na＞Mg＞Al （2）钠、镁与水的反应 实验项目 实验内容 实验现象 实验结论 与 水 反 应 Na＋ H2O 常温下，反应剧烈，溶液变红色 失电子 能力： Na＞Mg Mg＋ H2O 加热条件下，反应缓慢，溶液变浅红色 （3）镁、铝与酸的反应 实验项目 实验内容 实验现象 实验结论 与 酸 反 应 Mg＋HCl 反应剧烈，生成大量气体 失电子 能力： Mg＞Al Al＋HCl 反应较剧烈，生成气体 2.同周期金属元素原子失电子能力的递变规律 同周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 3.金属元素原子失去电子能力强弱的判断 （1）金属活动性顺序中越靠前，金属原子失电子能力越强。 （2）同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 （3）金属与水或酸反应置换出氢气时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 （4）金属与盐溶液反应，较活泼金属（失电子能力强）置换出较不活泼的金属。 （5）最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。 4.氢氧化铝[Al（OH）3]——两性氢氧化物 Al（OH）3属于两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，反应的离子方程式分别为 Al（OH）3＋3H＋Al3＋＋3H2O、Al（OH）3＋OH－[Al（OH）4]－。 【探究活动】 1.元素原子失电子数目越多，失电子能力越强吗？ 2.同周期元素金属性质的递变与元素原子的核外电子排布是否有关？ 1.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.氨水 C.稀盐酸 D.NaOH溶液 2.下列事实不能用于判断金属元素原子失电子能力强弱的是（　　） A.金属间发生的置换反应 B.1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C.金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D.金属元素的单质与水或酸置换出氢的难易 知识点二　第3周期非金属元素原子得电子能力强弱的比较 1.探究硅、磷、硫、氯原子得电子能力强弱 原子 Si P S Cl 最高正价 最低负价 单质与H2化合的条件 高温 较高温度 需加热 从Si到Cl，与H2化合越来越　　　 气态氢化物的稳定性 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越　 最高价氧化物 P2O5 SO3 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3弱酸 　　　中强酸 H2SO4强酸 　　 最强无机酸 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐　　　 结论 从Si到Cl，元素得电子能力逐渐　　　　，非金属性逐渐　　　　 2.同周期非金属元素原子得电子能力的递变规律 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。 3.非金属元素原子得电子能力的判断依据 （1）同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强（不包括稀有气体）。 （2）非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 （3）非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 （4）不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M＞N。 4.同周期主族元素性质的变化规律 内容 同周期主族元素（从左到右） 原子 结构 电子层数 相同 最外层电子数 依次增多 原子半径 逐渐减小 元素 性质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7（O、F除外） 最低负价由－4→－1 失电子能力（金属性） 逐渐减弱 得电子能力（非金属性） 逐渐增强 化合 物 性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 非金属元素的气态氢化物的形成、稳定性 形成逐渐变易，稳定性逐渐增强 气态氢化物的还原性 还原性逐渐减弱 5.注意问题 在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律是左弱右强，上弱下强。如非金属性：S＜Cl，酸性：氢硫酸＜盐酸；非金属性：F＞Cl，而酸性：氢氟酸（HF）＜盐酸。 【探究活动】 1.下列哪几点能说明氯元素的非金属性比硫元素强？ ①HCl的溶解度比H2S的大；②HClO的氧化性比H2SO4的强；③HClO4的酸性比H2SO4的强；④HCl 比H2S稳定；⑤氯与硫位于同一周期，氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子；⑥Cl2 能与铁反应生成FeCl3，硫与铁反应生成FeS；⑦Cl2能与H2S反应生成S。 2.非金属元素单质与H2反应的条件越难，生成相应的氢化物越稳定，此说法是否正确？ 1.下列结构示意图所表示的微粒中，得电子能力最强的是（　　） A. B. C. D. 2.下列有关元素及其化合物性质的比较正确的是（　　） A.稳定性：H2O＜NH3 B.原子半径：F＜O C.酸性：H2SO4＜H3PO4 D.碱性：NaOH＜Al（OH）3 1.下列元素的单质中，最容易跟氢气反应生成氢化物的是（　　） A.硼 B.氮 C.氟 D.碳 2.下列对Na、Mg、Al有关性质的叙述中，正确的是（　　） A.单质的还原性：Na＜Mg＜Al B.离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ C.阳离子氧化性：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ D.碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3 3.X、Y、Z三种元素位于周期表中同一周期，它们的最高价氧化物对应的水化物分别为酸、碱、两性氢氧化物，则三种元素原子序数的大小顺序为（　　） A.X＞Y＞Z B.Y＞Z＞X C.X＞Z＞Y D.Z＞X＞Y 4.已知34Se与35Br位于同一周期，下列关系正确的是（　　） A.酸性：H2SeO4＞HBrO4 B.稳定性：H2Se＞HBr C.原子半径：Se＜Br D.还原性：Se2－＞Br－ 5.根据元素周期律，由下列事实进行推测，其中推测不合理的是（　　） 选项 事实 推测 A Mg与冷水反应缓慢，Ca与冷水反应较快 Ba（该元素位于第六周期第ⅡA族）与冷水反应会更快 B Si是半导体材料，同族的Ge也是半导体材料 第ⅣA族的元素都是半导体材料 C HCl在1 500 ℃时分解，HI在230 ℃时分解 HBr的分解温度介于二者之间 D Si与H2高温时反应，S与H2加热能反应 P与H2在高温时能反应 6.为探究Na、Mg、Al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 记录的实验现象有： 实验 现象 a.剧烈反应，迅速生成大量的气体； b.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； c.反应不剧烈，产生无色气体； d.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）在下表中填写与实验步骤相对应的实验现象序号： 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）用原子结构理论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　　　　　，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，因此　　　　　逐渐减弱。 提示：完成课后作业　第1章　第3节　第1课时 5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $