第10讲 元素周期律 学案-2026-2027学年高一上学期化学人教版必修第一册

人教版（2019）高中化学 必修第一册 【分层导学+易错辨析】 第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 （第10讲） “量变积累到一定程度，便呈现出周期性的质变。” 课时信息 【建议课时】2课时（建议第1课时讲周期律三表与第三周期递变，第2课时讲判断依据与综合推断） 教学目标 ● 理解元素周期律的含义，能用核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化说明周期律。 ● 以第三周期为例，掌握同周期元素金属性、非金属性的递变规律及实验事实。 ● 掌握元素金属性、非金属性强弱的判断依据。 ● 能运用“位—构—性”关系进行元素推断，了解周期表在寻找新材料、预测性质中的应用。 教学重点 ★ 同周期、同主族元素性质的递变规律 ★ 元素金属性、非金属性强弱的判断依据 ★ “位—构—性”关系与元素推断 教学难点 ▲ 金属性、非金属性判断依据的正确选用 ▲ 原子半径大小比较的方法与“序大径小”规律 ▲ 以结构特征为突破口的综合推断 情景导入 【生活情境】1869年门捷列夫把元素按相对原子质量排列，大胆留下空位，预言了“类铝”“类硼”“类硅”的存在及其性质。十几年后镓、钪、锗相继被发现，性质与预言惊人吻合，震动科学界。今天，周期律仍在指导材料创新：手机锂电池选用了锂、钴、镍等特定位置的元素；芯片半导体则锁定硅、锗等第ⅣA族元素，它们导电性介于导体与绝缘体之间。为什么周期表“同一行、同一列”会呈现规律变化？这正是元素周期律要回答的问题。 思考与讨论 问题1：为什么门捷列夫能在元素尚未发现时就预言其性质？这背后是什么在周期性变化？ 问题2：锂电池选锂、半导体选硅，与它们在周期表中的位置有什么关系？ 问题3：同周期从左到右、同主族从上到下，原子半径、金属性分别怎样变化？ 第一部分　课前预习·知识点填空 说明：通读教材后独立填写，参考答案见文末。 （二）元素周期律　预习填空 1．元素周期律是指元素的性质随原子序数的递增而呈现______性变化的规律。 2．同周期从左到右，电子层数______，最外层电子数从______递增到______。 3．同周期从左到右，原子半径逐渐______（稀有气体除外）；同主族从上到下，电子层数增多，原子半径逐渐______。 4．元素金属性越强，单质与水或酸置换出氢越______，最高价氧化物对应水化物碱性越______。 5．元素非金属性越强，与氢气化合越______，生成的气态氢化物越______，最高价含氧酸酸性越______。 6．第三周期从左到右：Na、Mg、Al金属性逐渐______；Si、P、S、Cl非金属性逐渐______。 7．Na与冷水剧烈反应；Mg与冷水缓慢、与______水较快反应；Al与水很难反应，说明金属性Na_____Mg_____Al。 8．最高价氧化物水化物碱性：NaOH是______碱，Mg(OH)2是______碱，Al(OH)3是______氢氧化物。 9．Si、P、S、Cl与氢气化合条件越来越______；气态氢化物稳定性SiH4_____PH3_____H2S_____HCl。 10．元素周期律的实质是元素______排布的周期性变化。 11．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越______（即“序大径______”）。 12．在周期表中寻找半导体材料选______交界处；寻找催化剂、合金材料多在______元素区。 第二部分　知识讲解·例题变式（嵌入式导学） 模块一　核外电子排布的周期性 随着原子序数递增，元素原子最外层电子数呈现1到8的周期性变化（第一周期为1到2）。电子层数相同的元素排在同一周期。 周期 起～止元素 最外层电子数 电子层数 第二周期 Li～Ne 1到8 2层 第三周期 Na～Ar 1到8 3层 【教师批注】“周期性变化”不是周而复始地回到原状，而是随原子序数递增重复出现相似的递变趋势。最外层排布周期性变化是周期律的根本原因。 【例题1】第三周期元素从Na到Cl，逐渐递增的是（　　） A．电子层数　　B．核电荷数与最外层电子数 C．原子半径　　D．最高正化合价（从左到右） 【解析】第三周期电子层数均为3层（A不变）；从Na到Cl核电荷数递增、最外层电子数由1递增到7（B对）；原子半径递减（C错）；最高正价虽递增但并非“逐渐递增”的核心排布事实，且B更本质。 答案：B 【变式训练1】元素性质呈周期性变化的根本原因是（　　） A．相对原子质量逐渐增大　　B．原子半径周期性变化 C．核外电子排布周期性变化　　D．元素化合价周期性变化 【解析】结构决定性质，性质周期性变化的根本原因是核外电子排布（尤其最外层电子数）的周期性变化。 答案：C 模块二　原子半径的周期性变化 同周期主族元素，电子层数相同，从左到右核电荷数增大，核对最外层电子吸引增强，原子半径逐渐减小（稀有气体不参与比较）。同主族从上到下电子层数增多，半径逐渐增大。 元素 Na Mg Al Si P S Cl 半径(nm) 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.104 0.099 离子半径比较：①先比电子层数，层多径大；②层相同（电子层结构相同）比核电荷数，序大径小。如O2-、F-、Na+、Mg2+均为2、8结构，r(O2-)＞r(F-)＞r(Na+)＞r(Mg2+)。 【教师批注】比较半径“三步法”：先看电子层数（多者大），层相同看核电荷数（大者小），核电荷数再相同看电子数（多者大）。注意：原子半径r(Na)＞r(Cl)，但离子半径r(Na+)＜r(Cl-)，因Cl-多一层。 【例题2】下列各组元素原子半径由大到小排列正确的是（　　） A．Na＜Mg＜Al　　B．N＞P＞As C．Na＞Si＞Cl　　D．F＞Cl＞Br 【解析】同周期从左到右半径减小：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)、r(Na)＞r(Si)＞r(Cl)（A错C对）；同主族从上到下半径增大：r(N)＜r(P)＜r(As)、r(F)＜r(Cl)＜r(Br)（B、D错）。 答案：C 【变式训练2】下列离子半径最大的是（　　） A．Mg2+　　B．O2-　　C．Na+　　D．F- 【解析】四种离子均为2、8电子层结构，电子层相同比核电荷数，序大径小。核电荷数Mg(12)＞Na(11)＞F(9)＞O(8)，故半径r(O2-)最大。 答案：B 模块三　元素主要化合价的周期性变化 同周期从左到右，最高正化合价由＋1递变到＋7（O、F例外），非金属元素最低负化合价由－4递变到－1。最高正价＝最外层电子数（O、F除外）；|最高正价|＋|最低负价|＝8。 元素 Na Mg Al Si P S Cl 最高正价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 — — — －4 －3 －2 －1 【教师批注】O一般无最高正价、F无正价，这是常见例外。由“最高正价＋|最低负价|＝8”可快速定族：如最高正价＋5、最低负价－3为ⅤA族。 【例题3】某元素X的最高正化合价为＋5，最低负化合价为－3。它可能是（　　） A．第ⅡA族　　B．第ⅤA族　　C．第ⅦA族　　D．第ⅥA族 【解析】最高正价＋5＝最外层电子数，故最外层5个电子，为ⅤA族；|＋5|＋|－3|＝8，符合主族元素化合价规律。 答案：B 【变式训练3】短周期元素R最高正价与最低负价代数和为4。则R位于（　　） A．ⅤA族　　B．ⅥA族　　C．ⅦA族　　D．ⅣA族 【解析】设最高正价为＋a，最低负价为a－8，则a＋(a－8)＝4，a＝6，即最高正价＋6，为ⅥA族（如S）。 答案：B 模块四　第三周期金属性递变（Na、Mg、Al） 金属性强弱通过两条事实判断：①单质与水（或酸）置换氢的难易；②最高价氧化物对应水化物碱性强弱。 事实 Na Mg Al 与冷水 剧烈反应 缓慢 很难 与热水/酸 — 与热水较快、与酸剧烈 与酸缓慢 最高价水化物 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性 方程式：2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑；Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑；Mg＋2HCl=MgCl2＋H2↑。Al(OH)3既溶于强酸又溶于强碱，是两性氢氧化物。 【教师批注】判断金属性强弱，比较的是“最高价氧化物对应水化物的碱性”，不是单质还原性这一抽象说法；且必须是最高价。如Na不能用NaOH酸性判断，而用其碱性强。 【例题4】能证明金属性Mg＞Al的是（　　） A．Mg原子最外层2个电子，Al为3个 B．Mg(OH)2显碱性，Al(OH)3呈两性 C．Mg的原子半径比Al小 D．Mg常温下不与氧气反应 【解析】金属性强弱看最高价水化物碱性：Mg(OH)2为中强碱而Al(OH)3两性，说明Mg金属性强于Al（B对）；最外层电子数多不一定金属性强（A错）；同周期r(Mg)＞r(Al)（C错）。 答案：B 【变式训练4】下列叙述中，能说明钠金属性比镁强的是（　　） A．钠原子的电子层数比镁少 B．钠与冷水剧烈反应而镁与冷水缓慢 C．NaOH的碱性比Mg(OH)2弱 D．钠的硬度比镁小 【解析】金属性强弱看与水反应难易和最高价水化物碱性：Na与冷水剧烈而Mg与冷水缓慢，NaOH碱性强于Mg(OH)2，均说明Na金属性更强。 答案：B 模块五　第三周期非金属性递变（Si、P、S、Cl） 非金属性强弱通过：①单质与H2化合难易及气态氢化物稳定性；②最高价含氧酸酸性强弱判断。 事实 Si P S Cl 与H2化合 很难 较高温 加热 光照/点燃即爆 氢化物 SiH4 PH3 H2S HCl 氢化物稳定性 很不稳定 不稳定 较稳定 稳定 最高价含氧酸 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸 【教师批注】比较非金属性要用“最高价含氧酸酸性”，如酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3；不能用无氧酸（如盐酸酸性强于氢硫酸，但不能据此说Cl非金属性强于S之外的结论）。 【例题5】下列不能说明氯非金属性强于硫的是（　　） A．HCl比H2S稳定 B．HClO4酸性比H2SO4强 C．Cl2能置换H2S中的S D．盐酸酸性比氢硫酸强 【解析】气态氢化物越稳定、最高价含氧酸酸性越强、单质越易置换，均说明非金属性强（A、B、C对）；无氧酸酸性(HCl与H2S)不能作为非金属性判断依据，D错。 答案：D 【变式训练5】下列含氧酸酸性最强的是（　　） A．H2SiO3　　B．H3PO4　　C．H2SO4　　D．HClO4 【解析】同周期从左到右非金属性增强，最高价含氧酸酸性增强：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4。 答案：D 模块六　元素周期律的内容与实质 元素周期律：元素的性质随原子序数递增而呈周期性变化。具体表现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性与非金属性等方面。其实质是原子核外电子排布的周期性变化。 递变方向 同周期(左到右) 同主族(上到下) 最外层电子数 1到8 相同 原子半径 减小 增大 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 最高价水化物碱性 减弱 增强 最高价含氧酸酸性 增强 减弱 【教师批注】记忆口诀：“同周期，递变看左右——金减非增；同主族，递变看上下——金增非减。”注意O、F无最高正价，稀有气体半径不参与比较。 【例题6】下列关于元素周期律的叙述，正确的是（　　） A．随着元素相对原子质量递增，元素性质呈周期性变化 B．元素性质周期性变化是核外电子排布周期性变化的结果 C．同周期元素原子半径从左到右逐渐增大 D．同主族元素从上到下非金属性逐渐增强 【解析】周期律按原子序数递增（A错）；实质是核外电子排布周期性变化（B对）；同周期半径减小（C错）；同主族非金属性减弱（D错）。 答案：B 【变式训练6】同周期X、Y、Z三元素，最高价氧化物水化物酸性：H3XO4＜H2YO4＜HZO4。则下列判断正确的是（　　） A．原子序数X＞Y＞Z　　B．非金属性X＞Y＞Z C．原子半径X＞Y＞Z　　D．气态氢化物稳定性X＞Y＞Z 【解析】酸性越强非金属性越强：非金属性X＜Y＜Z，同周期从左到右非金属性增强，故原子序数X＜Y＜Z、原子半径X＞Y＞Z、氢化物稳定性X＜Y＜Z。 答案：C 模块七　金属性、非金属性强弱判断依据 比较项目 判断金属性强 判断非金属性强 与水/酸置换H2 越容易、越剧烈 — 与H2化合 — 越容易 最高价水化物 碱性越强 酸性越强 气态氢化物 — 越稳定 相互置换 还原剂置换出弱的 氧化剂置换出弱的 【教师批注】最易错点：判断时必须用“最高价”水化物/含氧酸；不能用无氧酸酸性、不能用单质密度硬度、不能用最外层电子数多少直接下结论。 【例题7】下列事实能说明Cl非金属性比I强的组合是（　　） ①Cl2能置换KI中的I2　②HCl比HI稳定　③HClO4酸性比HIO4强　④盐酸酸性比氢碘酸强 A．①②③　　B．①②④　　C．①③④　　D．②③④ 【解析】①置换、②氢化物稳定性、③最高价含氧酸酸性均可说明；④无氧酸酸性不能作为判断依据。 答案：A 【变式训练7】下列叙述能说明K金属性比Na强的是（　　） A．K的密度比Na小 B．K与水反应比Na更剧烈 C．K原子最外层也是1个电子 D．K的熔点比Na低 【解析】金属性强弱看与水/酸置换氢难易和最高价水化物碱性：K与水比Na更剧烈，说明K金属性更强。密度、熔点、最外层电子数均不能判断。 答案：B 模块八　“位—构—性”关系与推断突破口 位（周期表位置）、构（原子结构）、性（元素性质）三者相互推导：结构定位置，位置定性质，性质又反推结构。 突破口 推断 突破口 推断 最外层是次外层2倍 C 地壳最多元素 O 最外层是次外层3倍 O 地壳最多金属 Al 空气中含量最多 N 短周期金属性最强 Na 最高价氧化物水化物两性 Al 半导体 Si 【教师批注】推断口诀：先锁突破口定一种，再画局部周期表补全，最后代回条件验证。注意“最高正价＋|最低负价|＝8”与“序大径小”。 【例题8】短周期元素R的最高正价与最低负价代数和为6，且R的气态氢化物水溶液是强酸。R是（　　） A．S　　B．Cl　　C．N　　D．F 【解析】最高正价＋最低负价代数和为6：设＋a、a－8，a＋a－8＝6，a＝7，最高正价＋7为ⅦA族；气态氢化物水溶液为强酸且短周期ⅦA，为Cl（HCl为强酸，HF弱酸）。 答案：B 【变式训练8】某短周期元素的最高价氧化物水化物是两性氢氧化物。该元素在周期表中位于（　　） A．第二周期ⅢA族　　B．第三周期ⅢA族 C．第三周期ⅡA族　　D．第二周期ⅥA族 【解析】两性氢氧化物Al(OH)3对应元素Al，为13号元素，电子排布2、8、3，位于第三周期ⅢA族。 答案：B 模块九　周期表的应用 根据周期律可预测未知元素的性质，并指导寻找新材料：半导体在金属与非金属交界处（Si、Ge）；催化剂、耐高温耐腐蚀合金多在过渡元素区；农药多含F、Cl、S、P等位于周期表右上方的元素。 应用方向 寻找区域 实例 半导体材料 金属与非金属交界处 Si、Ge、GaAs 催化剂 过渡元素 Fe、Ni、Pt 耐高温合金 过渡元素 Ti、W 农药元素 周期表右上方 F、Cl、S、P 【教师批注】锂电池正极材料中钴、镍为过渡金属，锂为ⅠA轻金属；芯片用硅正是因为它位于金属与非金属交界处，导电性可控。 【例题9】在周期表中，寻找半导体材料的优良区域是（　　） A．所有金属元素区　　B．金属与非金属分界线附近 C．过渡元素区　　D．第ⅠA族 【解析】半导体材料多在金属与非金属分界线附近寻找，如Si、Ge；过渡区多用于催化剂和合金。 答案：B 【变式训练9】下列关于周期表应用的说法，错误的是（　　） A．在过渡元素区寻找优良催化剂 B．在金属与非金属分界线附近找半导体 C．周期表可以指导预测未知元素的性质 D．所有新材料都只能在碱金属区寻找 【解析】催化剂在过渡区、半导体在分界线附近、周期表能预测性质；新材料分布广泛，并非都在碱金属区。 答案：D 模块十　综合推断与半径比较强化 半径比较综合训练：①同周期原子序大径小；②同主族层多径大；③电子层结构相同的离子序大径小；④同种元素阴离子半径＞原子＞阳离子半径。 比较 大小关系 理由 r(Na)与r(Cl) Na＞Cl 同周期序大径小 r(Cl)与r(Br) Cl＜Br 同主族层多径大 r(O2-)与r(F-) O2-＞F- 同结构序大径小 r(Cl)与r(Cl-) Cl＜Cl- 同种元素阴离子更大 【教师批注】“序大径小”只适用于电子层结构相同的粒子；电子层数不同时先比层数，切勿混用。 【例题10】下列粒子半径之比大于1的是（　　） A．r(K+)/r(K)　　B．r(Mg)/r(Na)　　C．r(K)/r(Na)　　D．r(Cl)/r(Br) 【解析】A：阳离子比原子少一层，r(K+)＜r(K)，比值小于1；B：同周期r(Mg)＜r(Na)，比值小于1；C：同主族r(K)＞r(Na)，比值大于1；D：r(Cl)＜r(Br)，比值小于1。 答案：C 【变式训练10】已知短周期元素离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构。则下列关系正确的是（　　） A．原子序数c＞d＞b＞a B．原子半径A＞B＞D＞C C．离子半径C3-＞D-＞B+＞A2+ D．单质还原性A＞B 【解析】四种离子电子层结构相同，则核电荷数越大半径越小，且原子序数关系为a＞b＞d＞c（A错）；离子半径序大径小：C3-＞D-＞B+＞A2+（C对）。 答案：C 模块十一　第三周期递变综合实验与方程式 实验操作 现象 结论/方程式 Na与冷水 浮熔游响 2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑ Mg与热水 缓慢冒气泡 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ Mg、Al分别加同浓度盐酸 Mg比Al剧烈 Mg＋2HCl=MgCl2＋H2↑ AlCl3中加NaOH至过量 先沉淀后溶解 Al(OH)3＋NaOH=Na[Al(OH)4] H2Si、H3PO4等酸比较 酸性递增 非金属性增强 【教师批注】Al(OH)3两性的验证：加盐酸沉淀溶解生成AlCl3，加NaOH沉淀溶解生成Na[Al(OH)4]，证明它既能与酸又能与强碱反应。 【综合精讲】某短周期元素最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，说明非金属性依次增强。结合第三周期：NaOH(强碱)到Mg(OH)2(中强碱)再到Al(OH)3(两性)，碱性依次减弱；正确顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，而H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4。 模块十二　位构性综合推断强化 条件 元素 条件 元素 最外层＝电子层数 H、Be、Al 最外层是次外层3倍 O 最外层是次外层2倍 C 最高价水化物两性 Al 10电子正一价 Na+ 10电子负一价 F-、OH- 半导体 Si 空气中最多 N 【推断示例】短周期A、B、C、D：A与B同周期相邻，A最外层比B多1；C的焰色为黄色；D的最高价含氧酸是最强酸。由C焰色黄色知C为Na；D最高价含氧酸最强为HClO4对应Cl；A、B同周期相邻可设为第三周期，结合位置关系补全。 【教师批注】焰色反应黄色是Na的特征；最高价含氧酸最强是Cl。推断时先抓特征现象定一种，再补全其余。 模块十三　同周期与同主族递变对比 性质 同周期(左到右) 同主族(上到下) 实例 电子层数 相同 增多 Na三层、K四层 最外层电子 1到8递增 相同 ⅠA均1个 原子半径 减小 增大 Na>Cl；K>Na 失电子能力 减弱 增强 Na失电子>Al 得电子能力 增强 减弱 Cl得电子>Na 金属性 减弱 增强 K>Na>Li 非金属性 增强 减弱 F>Cl>Br>I 【记忆法】把周期表想成“左下金属最强，右上非金属最强”。Cs是周期表左下角金属性最强元素，F是右上角非金属最强元素；分界线附近是半导体。 【教师批注】对角线规则：第二周期某元素与第三周期右下方元素性质相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si，这是对角线规则，可帮助记忆。 模块十四　易错判断速练 判断下列说法是否正确：(1)同周期元素氧化物对应水化物酸性增强。(错，必须是最高价)；(2)同主族元素氢化物越稳定非金属性越强。(对)；(3)原子序数越大原子半径越大。(错，同周期反而减小)；(4)最外层电子数越多金属性越强。(错，应看失电子难易)。 错误说法 正解 最外层电子多则金属性强 看失电子难易，Na(1e)比Al(3e)金属性强 无氧酸强者非金属性强 须用最高价含氧酸 原子半径序数大就大 同周期序大径小 两性氢氧化物是中性 既与酸又与强碱反应 【综合精讲1】锂是密度最小的金属，广泛用于锂电池。试解释：(1)锂与钠同在ⅠA族，为什么锂电池用锂而不用钠？(2)锂的金属性比钠弱，依据是什么？答：(1)锂摩尔质量小，单位质量提供电子多，能量密度高，故锂电池轻而高效；这与锂位于第二周期ⅠA、相对原子质量小有关。(2)同主族从上到下金属性增强，钠在锂下方，故钠金属性更强、与水反应更剧烈，锂金属性弱于钠。 【综合精讲2】硅芯片为何选硅？答：硅位于第三周期ⅣA族，处于金属与非金属分界线附近，导电性介于导体与绝缘体之间，是半导体；且地壳含量丰富、提纯工艺成熟。其非金属性比碳弱，SiH4比CH4不稳定。 【综合精讲3】比较r(N)、r(O)、r(F)、r(Na)、r(Mg)。答：Na、Mg为第三周期，N、O、F为第二周期；电子层数多者半径大，故r(Na)、r(Mg)大于r(N)、r(O)、r(F)。同周期序大径小：r(Na)>r(Mg)、r(N)>r(O)>r(F)。综上r(Na)>r(Mg)>r(N)>r(O)>r(F)。 【必背数据】第三周期最高价含氧酸酸性：H2SiO3(弱酸)<H3PO4(中强酸)<H2SO4(强酸)<HClO4(最强酸)。碱性：NaOH(强碱)>Mg(OH)2(中强碱)>Al(OH)3(两性)。 模块十五　推断题题眼大全 题眼关键词 锁定元素 题眼关键词 锁定元素 最轻气体 H 最稳定气体单质 He 形成化合物最多 C 空气中含量最多 N 地壳最多 O 地壳最多金属 Al 短周期金属性最强 Na 焰色黄色 Na 两性氢氧化物 Al 半导体 Si 最高价含氧酸最强 Cl 最活泼非金属 F 【推断范例】某元素最高价氧化物水化物不溶于水但既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。锁定Al(OH)3对应Al，第三周期ⅢA族。其原子半径大于同周期的Si、P、S、Cl，小于Na。 【本章必背清单】①两条递变：同周期左到右金减非增；同主族上到下金增非减。②两个半径规律：同周期序大径小；同主族层多径大；离子层相同序大径小。③两个“最高价”：金属性看最高价水化物碱性，非金属性看最高价含氧酸酸性。④两个相等：周期序数＝电子层数，主族序数＝最外层电子数。 比较对象 结论 依据 r(Na)与r(Mg) Na>Mg 同周期序大径小 r(Li)与r(Na) Li<Na 同主族层多径大 r(Na+)与r(Mg2+) Na+>Mg2+ 同结构序大径小 碱性NaOH与Al(OH)3 NaOH强 金属性Na>Al 酸性HClO4与H2SO4 HClO4强 非金属性Cl>S 模块十六　短周期元素推断综合范例 范例：有A、B、C、D四种短周期元素。A的单质是密度最小的气体；B原子L层电子数是K层的3倍；C+与B2-电子层结构相同；D与B同主族相邻。请推断。 逐句突破：密度最小气体，即A为H；L层是K层3倍，K层2个、L层6个，即B为O；B2-为O2-(2、8)，C+与其同结构，即C为Na；D与O同主族相邻短周期，即D为S。故A=H、B=O、C=Na、D=S。 元素 符号 周期表位置 特征 A H 第一周期ⅠA 最轻气体 B O 第二周期ⅥA 地壳最多 C Na 第三周期ⅠA 短周期金属性最强 D S 第三周期ⅥA 与O同主族 【教师批注】本题集中了三个高频题眼：最轻气体、L层是K层几倍、与O同主族相邻。掌握题眼即可快速破题。 【方法总结】判断金属性、非金属性强弱的“三看”：一看与水/酸或与H2反应难易；二看最高价水化物酸碱性强弱；三看气态氢化物稳定性。切忌用密度、熔点、最外层电子数多少、无氧酸酸性来判断。 【易错提醒】比较粒子半径时，先画电子层结构示意图：电子层数多者半径大；层数相同时，核电荷数越大半径越小；同种元素阴离子半径大于原子，阳离子半径小于原子。如r(Cl-)>r(Cl)>r(Cl+)。 结论 内容 周期律 元素性质随原子序数递增呈周期性变化 实质 核外电子排布的周期性变化 同周期递变 左到右半径减小、金属性减弱、非金属性增强 同主族递变 上到下半径增大、金属性增强、非金属性减弱 金属性判断 与水/酸置换H2越易、最高价水化物碱性越强 非金属性判断 与H2化合越易、氢化物越稳、最高价含氧酸越强 模块十七　化合价与族序数互推 最高正价 最低负价 族序数 举例 ＋1 — ⅠA Na、K ＋2 — ⅡA Mg、Ca ＋3 — ⅢA Al ＋4 －4 ⅣA C、Si ＋5 －3 ⅤA N、P ＋6 －2 ⅥA S ＋7 －1 ⅦA Cl 由“最高正价＝族序数（O、F除外）”和“|最高正价|＋|最低负价|＝8”，可在化合价与族序数之间互推。如某元素最高正价为＋5、最低负价为－3，即ⅤA族。 【教师批注】O一般不显最高正价，F无正价；稀有气体已达稳定结构，化合价通常为0。这两个例外务必记牢。 错题辨析 易错点1 【错解】把“最高价氧化物对应水化物酸性强弱”当作无氧酸酸性，如用盐酸酸性强于H2S判断Cl非金属性强于S之外的结论。 【正解】判断非金属性必须用“最高价含氧酸酸性”，如HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3。无氧酸(HCl、H2S)酸性不能作为判断依据。 【错因】混淆了“最高价含氧酸”与“无氧酸”。无氧酸酸性强弱与氢键、溶解度等有关，不直接反映非金属性。 易错点2 【错解】比较原子半径时，对电子层结构相同的离子误用“原子序数大半径大”。 【正解】电子层结构相同的离子（如O2-、F-、Na+、Mg2+），核电荷数越大，核对电子吸引越强，半径越小，即“序大径小”。 【错因】把原子半径递变规律机械套用到离子。离子半径要先看电子层数，层相同时才用“序大径小”。 易错点3 【错解】由“最外层电子数越多金属性越强”或“最外层1个电子金属性最弱”误判。 【正解】金属性强弱取决于失电子难易，不直接由最外层电子数多少决定。同周期最外层1个电子的Na金属性强于最外层3个的Al。 【错因】把“最外层电子数”与“失电子难易”等同。判断金属性要看与水/酸反应难易及最高价水化物碱性。 易错点4 【错解】推断时把“最外层电子数是次外层一半”同时当成Li和Si而不加条件区分。 【正解】短周期中最外层是次外层一半的有两种：次外层为K层(2个)时最外层1个，对应Li；次外层为L层(8个)时最外层4个，对应Si。需结合其他条件唯一锁定。 【错因】忽略了次外层本身可能是K层或L层两种情况，应结合题干其他信息排除。 易错点5 【错解】认为“第三周期元素从左到右最高正价都从＋1升到＋7”。 【正解】第三周期Na到Cl最高正价由＋1升到＋7成立，但O、F因非金属性极强无正价，He等稀有气体不形成化合物；比较时要注意这些例外。 【错因】把递变规律绝对化，忽略O、F及稀有气体等特殊情况。 第三部分　分层练习 练习一　基础过关 【基础过关】 1．元素周期律的实质是（　　） A．相对原子质量的周期性变化 B．原子半径的周期性变化 C．核外电子排布的周期性变化 D．元素化合价的周期性变化 2．同周期元素从左到右，下列说法正确的是（　　） A．原子半径逐渐增大　　B．金属性逐渐增强 C．最外层电子数逐渐增多　　D．最高正化合价都逐渐升高 3．下列元素原子半径最大的是（　　） A．Na　　B．Mg　　C．Al　　D．Si 4．下列最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的是（　　） A．NaOH　　B．Mg(OH)2　　C．Al(OH)3　　D．KOH 5．下列气态氢化物中最稳定的是（　　） A．SiH4　　B．PH3　　C．H2S　　D．HCl 6．下列含氧酸中酸性最弱的是（　　） A．HNO3　　B．H3PO4　　C．H2SO4　　D．HClO4 7．下列叙述能说明Cl非金属性比S强的是（　　） A．Cl原子半径比S小 B．HClO4酸性比H2SO4强 C．Cl2是黄绿色气体 D．盐酸酸性比氢硫酸强 8．在周期表中，半导体材料硅、锗位于（　　） A．过渡元素区　　B．金属与非金属分界线附近 C．第ⅠA族　　D．第ⅦA族 9．下列元素中，原子最外层电子数最多的是（　　） A．Na　　B．Mg　　C．Al　　D．Cl 10．同周期X、Y、Z三种元素，已知它们最高价氧化物水化物酸性逐渐增强。则原子序数关系正确的是（　　） A．X＞Y＞Z　　B．X＜Y＜Z　　C．Y＞X＞Z　　D．无法判断 11．下列各组元素中，按金属性逐渐减弱顺序排列的是（　　） A．Na、Mg、Al　　B．Li、Na、K　　C．F、Cl、Br　　D．Na、K、Rb 12．下列含氧酸酸性由强到弱排列正确的是（　　） A．H3PO4＞H2SO4＞HClO4 B．HClO4＞H2SO4＞H3PO4 C．H2SiO3＞H3PO4＞H2SO4 D．HBrO4＞HClO4 练习二　能力提升 【能力提升】 1．短周期元素X、Y、Z，最高价氧化物水化物酸性：H3XO4＜H2YO4＜HZO4。下列判断错误的是（　　） A．原子序数X＜Y＜Z B．非金属性X＜Y＜Z C．原子半径X＜Y＜Z D．气态氢化物稳定性X＜Y＜Z 2．已知短周期元素离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-电子层结构相同。下列关系正确的是（　　） A．原子序数a＜b＜c＜d B．离子半径Y2-＞Z-＞X+＞W3+ C．原子半径W＞X＞Y＞Z D．单质还原性W＜X 3．下列各组物质的性质比较，正确的是（　　） A．酸性：HClO4＜HBrO4　　B．碱性：NaOH＞KOH C．稳定性：HCl＞HBr　　D．还原性：I-＜Br- 4．某元素R的最高价氧化物为R2O5，则它的气态氢化物化学式为（　　） A．RH3　　B．RH4　　C．RH5　　D．H2R 5．门捷列夫预言的“类硅”即后来发现的锗(Ge)。下列预测锗性质合理的是（　　） A．Ge是金属性很强的活泼金属 B．Ge的单质是半导体材料 C．Ge(OH)4是强碱 D．GeH4很稳定 6．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X最外层电子数是次外层的2倍；Y是地壳中最多的元素；Z是短周期金属性最强的元素；W与Y同主族。下列说法正确的是（　　） A．原子半径Z＜W B．最高价氧化物水化物酸性：W＜Y C．简单气态氢化物热稳定性：Y＜W D．Z与Y形成的化合物中只含离子键 7．已知短周期元素离子W2+、X+、Y2-、Z-电子层结构相同。下列比较正确的是（　　） A．原子半径W＞X＞Z＞Y B．离子半径Y2-＞Z-＞X+＞W2+ C．原子序数W＜X＜Y＜Z D．单质还原性X＜W 8．下列有关元素周期律的叙述正确的是（　　） A．元素性质随相对原子质量递增而呈周期性变化 B．同主族元素从上到下原子半径逐渐减小 C．第ⅦA族元素从上到下气态氢化物稳定性逐渐减弱 D．所有主族元素最高正化合价都等于其族序数 练习三　拓展探究 【拓展探究】 1．（综合推断）A、B、C、D为短周期元素，原子序数依次增大。A的最外层电子数是次外层的2倍；B是地壳中含量最多的元素；C是短周期中金属性最强的元素；D与B同主族。 （1）写出元素符号：A______、B______、C______、D______； （2）C在周期表中位于第______周期______族； （3）B、D分别形成的简单氢化物为______和______，其中较稳定的是______； （4）写出C与水反应的化学方程式：____________。 2．（实验设计）某同学欲证明第三周期元素从左到右金属性递减、非金属性递增。现有试剂：Na块、Mg条、Al片、稀盐酸、蒸馏水、酚酞、AlCl3溶液。 （1）证明Na、Mg、Al金属性递减，可比较它们分别与______或______反应的剧烈程度； （2）证明Al(OH)3两性，需将AlCl3溶液中先加氨水生成沉淀，再分别加入______和______，观察沉淀是否溶解； （3）从原子结构角度解释同周期从左到右金属性递减的原因：____________。 3．（数据探究）下表是第三周期部分元素的原子半径数据。请分析并回答： Na 0.186 nm、Mg 0.160 nm、Al 0.143 nm、S 0.104 nm、Cl 0.099 nm。 （1）同周期从左到右原子半径递变规律是____________； （2）推测Si的原子半径范围：0.104 nm ______ r(Si) ______ 0.143 nm（填“＞”或“＜”）； （3）用原子结构解释递变原因：____________。 4．（创新应用）锂电池、芯片、清洁能源是周期律的现代应用。请回答： （1）锂电池用金属锂，锂位于第______周期______族； （2）芯片用硅，硅与碳同主族，写出硅的气态氢化物化学式______，它比甲烷______（填“稳定”或“不稳定”）； （3）从周期表位置看，预测锗(Ge)的金属性比硅______（填“强”或“弱”）。 5．（综合推断）下表是周期表短周期的一部分。已知A、B、C、D、E为短周期元素，B的最高价氧化物对应水化物是强酸，D是地壳中含量最多的金属元素。请完成： （1）写出元素符号：A______、B______、C______、D______、E______； （2）五种元素中原子半径最大的是______； （3）比较B、C、E气态氢化物的稳定性，由强到弱：____________； （4）写出D的最高价氧化物水化物与盐酸反应的化学方程式：____________。 本课时小结 知识框架 ● 周期律：元素性质随原子序数递增呈周期性变化，实质是核外电子排布周期性变化 ○ 同周期左到右：半径减小、金属性减弱、非金属性增强 ● 同主族上到下：半径增大、金属性增强、非金属性减弱 ○ 金属性判断：与水/酸置换H2难易、最高价水化物碱性强弱 ● 非金属性判断：与H2化合难易、氢化物稳定性、最高价含氧酸酸性 ○ 半径比较：先比电子层，层相同“序大径小” ● 位—构—性互推：结构定位置，位置定性质 核心结论 ◆ 同周期“金减非增”，同主族“金增非减”。 ◆ 判断金属性/非金属性必须用最高价水化物、最高价含氧酸，不能用无氧酸。 ◆ 离子半径：层多径大；层相同，序大径小。 ◆ 推断先锁突破口，再画局部周期表，最后代回验证。 参考答案与详细解析 一、知识点填空答案 1．周期。 2．相同；1；8。 3．减小；增大。 4．容易；强。 5．容易；稳定；强。 6．减弱；增强。 7．热；＞；＞。 8．强；中强；两性。 9．容易；＜；＜；＜。 10．核外电子。 11．小；小。 12．金属与非金属；过渡。 分层练习·基础过关答案与解析 1．周期律的实质是核外电子排布（尤其最外层电子数）的周期性变化，元素性质的周期性变化是其外在表现。 答案：C 2．同周期电子层数相同，从左到右最外层电子数递增、半径递减、金属性减弱；O、F无最高正价，D过于绝对。 答案：C 3．同周期从左到右原子半径减小，第三周期Na、Mg、Al、Si中Na最靠左，半径最大。 答案：A 4．金属性越强最高价水化物碱性越强。K金属性强于Na、Mg、Al，故KOH碱性最强。 答案：D 5．非金属性越强气态氢化物越稳定，同周期Cl非金属性最强，HCl最稳定。 答案：D 6．同周期从左到右最高价含氧酸酸性增强，H2SiO3为弱酸、酸性最弱；H3PO4中强酸、H2SO4与HClO4为强酸。 答案：B 7．判断非金属性看最高价含氧酸酸性：HClO4酸性强于H2SO4，说明Cl非金属性强于S；单质颜色、原子半径、无氧酸酸性均不能作为依据。 答案：B 8．半导体材料Si、Ge位于金属与非金属分界线附近。 答案：B 9．第三周期Na、Mg、Al、Cl最外层电子数分别为1、2、3、7，Cl最多。 答案：D 10．最高价含氧酸酸性增强说明非金属性增强，同周期从左到右非金属性增强，故原子序数X＜Y＜Z。 答案：B 11．同周期从左到右金属性减弱：Na>Mg>Al（A对）；同主族从上到下金属性增强，Li<Na<K、Na<K<Rb（B、D错）；F、Cl、Br为非金属（C错）。 答案：A 12．同周期最高价含氧酸酸性增强：H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4；同主族减弱：HClO4>HBrO4。 答案：B 分层练习·能力提升答案与解析 1．酸性H3XO4＜H2YO4＜HZO4，说明非金属性X＜Y＜Z，同周期从左到右非金属性增强，故原子序数X＜Y＜Z、原子半径X＞Y＞Z（C错）、氢化物稳定性X＜Y＜Z。 答案：C 2．四种离子电子层结构相同（均10电子），原子序数应为W(Al)＞X(Na)＞Z(F)＞Y(O)；离子半径序大径小：Y2-＞Z-＞X+＞W3+（B对）。 答案：B 3．A错：同主族最高价含氧酸酸性递减，HClO4＞HBrO4；B错：KOH碱性强于NaOH；C对：非金属性Cl＞Br，氢化物HCl稳定于HBr；D错：还原性I-＞Br-。 答案：C 4．R2O5中O为－2价，R为＋5价，最外层5个电子为ⅤA族，最低负价为－3，氢化物为RH3（如PH3）。 答案：A 5．Ge位于ⅣA族、金属与非金属分界线附近，是半导体材料，金属性不强，Ge(OH)4不为强碱，GeH4不稳定。 答案：B 6．突破口：X最外层是次外层2倍，即C；Y地壳最多，即O；Z短周期金属性最强，即Na；W与O同主族短周期，即S。A错：同周期r(Na)＞r(S)；B对：非金属性O＞S，最高价含氧酸H2SO4酸性强于…注意Y为O无最高正价含氧酸，此处比较W(S)与Y(O)的非金属性对应氢化物稳定性：H2O＞H2S；C错：氢化物稳定性H2O＞H2S；D错：Na与O可形成Na2O(离子键)和Na2O2(离子键与共价键)。综合选B。 答案：B 分层练习·拓展探究答案与解析 1．突破口：A最外层是次外层2倍，即C(2、4)；B地壳最多，即O；C短周期金属性最强，即Na；D与O同主族短周期，即S。 （1）A为C、B为O、C为Na、D为S。 （2）Na位于第三周期ⅠA族。 （3）B、D简单氢化物为H2O和H2S，非金属性O＞S，故H2O更稳定。 （4）2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑。 答案：（1）C；O；Na；S。（2）三；ⅠA。（3）H2O；H2S；H2O。（4）2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑。 2．（1）金属性递减可通过比较Na、Mg、Al分别与水（或稀盐酸）反应的剧烈程度证明：Na最剧烈、Mg次之、Al最缓。 （2）Al(OH)3两性：加氨水生成白色沉淀后，分别加入强酸(如盐酸)和强碱(如NaOH溶液)，沉淀均溶解。 （3）同周期元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，失电子能力减弱，故金属性递减、非金属性递增。 答案：（1）水；稀盐酸（顺序可换）。（2）盐酸(强酸)；NaOH溶液(强碱)。（3）电子层数相同，核电荷数增大使原子半径减小、失电子能力减弱。 3．（1）同周期从左到右原子半径逐渐减小。 （2）Si在Al与S之间，故0.143 nm＞r(Si)＞0.104 nm，即填＞、＞。 （3）电子层数相同，随核电荷数增大，原子核对最外层电子吸引增强，半径减小。 答案：（1）逐渐减小。（2）＞；＞。（3）电子层数相同，核电荷数增大使核对电子吸引增强、半径减小。 4．（1）锂为3号元素，电子排布2、1，位于第二周期ⅠA族。 （2）硅最外层4个电子，最低负价－4，氢化物为SiH4；同主族从上到下非金属性减弱，SiH4比CH4不稳定。 （3）Ge在Si下方，同主族从上到下金属性增强，故Ge金属性比Si强。 答案：（1）二；ⅠA。（2）SiH4；不稳定。（3）强。 5．突破口：D地壳最多金属，即Al；B最高价水化物为强酸且在短周期表中与Al不同周期，可推B为N或S；按短周期表位置关系，结合常见布局取A为C、B为N、C为O、D为Al、E为S。 （1）A为C、B为N、C为O、D为Al、E为S。 （2）电子层数多者半径大，Al有三层而其余多为两层，故r(Al)最大。 （3）非金属性O>N>S？实际O与N比较，氢化物稳定性H2O>NH3，H2S较不稳定，故稳定性H2O>NH3>H2S。 （4）Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2O。 答案：（1）C；N；O；Al；S。（2）Al。（3）H2O>NH3>H2S。（4）Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2O。 学科网（北京）股份有限公司 $