2017-2018学年同步学习讲义之鲁科版必修2第1章第3节元素周期表的应用（2课时） (共2份打包)

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 [学习目标定位]　1.以第3周期元素为例，掌握同周期元素的性质递变规律，并能用实验等间接的方法验证规律的正确性。2.能用原子结构理论解释同周期元素性质的递变规律。3.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。 一、同周期元素原子失电子能力的判断 1．按表中实验操作要求完成实验，填写下表： 实验操作 实验现象 实验结论 加热前 不反应 镁与冷水不反应，与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ 加热至沸腾后 反应缓慢，溶液变为浅红色 两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快 镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 2．比较钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物碱性的强弱 最高价氧化物对应的水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 滴加酚酞溶液的现象 变红 浅红 不显红色 碱性强弱 强碱 中强碱 两性 3.由上述实验可知： (1)钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是Na>Mg>Al。 (2)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 (3)钠、镁、铝原子失电子能力由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但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)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 1．能证明Al的金属性比Mg弱的实验事实是(　　) A．Al的导电性比Mg强 B．Al的原子半径比Mg小 C．Al(OH)3能溶于NaOH溶液，而Mg(OH)2则不能 D．Mg(OH)2的溶解度比Al(OH)3的溶解度略大 答案　C 解析　元素的金属性是指元素原子的失电子能力。金属的导电性、溶解度与元素的金属性强弱无关；原子半径大小不能作为判断元素金属性强弱的依据。 规律总结　元素原子失电子能力(即金属性)强弱的判断依据 (1)比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。 (2)比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。 (3)比较金属阳离子的氧化性的强弱。对主族元素而言，最高价金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素原子失电子的能力越弱。 (4)比较金属单质间的置换反应。一般在水溶液里若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X失电子能力强。 2．下列叙述中能判断A金属比B金属失电子能力强的是(　　) A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多 C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多 D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能 答案　D 解析　A项，只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，不能确定两元素原子核电荷数及其原子半径的大小，不能确定A、B失电子能力的强弱；B项，电子层数少的原子不一定比电子层数多的原子失电子能力弱；C项，原子失电子的多少不能说明原子失电子能力的强弱，如1 mol Al比 1 mol Na 与足量稀HCl反应时生成的H2多，但Al不如Na活泼；D项，说明A比B失电子能力强。 易错警示　以下不能作为比较元素金属性强弱的依据 (1)单质或化合物的物理性质。 (2)原子在反应中失去电子的数目。 (3)原子的电子层数或最外层电子数。 (4)等物质的量的金属与足量稀盐酸反应置换出H2的多少。 3．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是(　　) A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3 B．阳离子氧化性：Na＋>Mg2＋>Al3＋ C．单质的还原性：Na<Mg<Al D．离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋ 答案　D 解析　Na、Mg、Al金属原子失电子能力减弱，单质的还原性减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，由于离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋，故氧化性：Na＋<Mg2＋<Al3＋。 规律总结　同周期从左到右，主族金属元素单质的还原性减弱，金属阳离子的氧化性增强。 二、同周期元素原子得电子能力的判断 根据下表中的内容，回答问题。 元素 Si P S Cl 最高价氧化物的化学式 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4强酸 HClO4酸性比H2SO4强