第二节 元素周期律
课时1 元素性质的周期性变化规律
发 展 目 标 1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。 2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“实验探究与模型认知”的核心素养。
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律 1．原子结构的变化规律
原子序数 1～2 3～10 11～18 电子层数 1 2 3 最外层电子数 1→2 1→8 1→8 达到稳定结构时 的最外层电子数 2 8 8 体 系 构 建 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 N O F Ne 1/13
原子半径/pm 152 89 82 77 75 74 71 － ―――――→ 逐渐减小 11～18号元素 原子半径/pm 变化趋势 Na Mg Al Si P S Cl Ar 186 160 143 117 110 102 99 － ―――――→ 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 1～2 3～10 主要化合价的变化 ＋1―→0 ＋1―→＋5 －4―→－1―→0 ＋1―→＋7 －4―→－1―→0 11～18 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 注意：O、F一般无正价。 二、第三周期元素性质的递变 1．钠、镁与水的反应 钠 镁 实验操作 实验现象 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红 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，滴加酚酞溶液变为粉2/13
红色 反应原理 结论 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ △Mg＋2H2O=====Mg(OH)2↓＋H2↑ 钠、镁均能与水反应，钠比镁活泼，金属性：Na>Mg。 2.Al(OH)3的制备与性质 (1)实验探究：
①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋为Al3＋＋3NH3·4。
②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－
－
===AlO2＋2H2O。
③向MgCl2溶液加入过量NaOH溶液，现象产生白色沉淀，离子方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓。
(2)两性氢氧化物：既能与酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
3．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
分类 碱性强弱 结论 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱(属于弱碱) Al(OH)3 两性氢氧化物 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性：Na>Mg>Al 4.Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律 与氢气反应 判断依据 最高价氧化物对应的水化物Si 高温 P 磷蒸气与氢气能反应 S 加热 Cl 光照或点燃 由难到易的顺序为Si
的酸性 结论 5.同周期元素性质递变规律 Na Mg Al Si P S Cl ―――――――――――――――――――――――――→
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
规律：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因
是什么？
(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？
[提示] (1)Al(OH)3易溶于NaOH，不好控制NaOH的量。 (2)NaOH溶液。 三、元素周期律
1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 2．实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈现周期性的变化的必然结果。
微点拨：元素的性质一般包括原子半径、化合价、金属性和非金属性。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)同周期元素从左到右的最外层电子数均为1到8。 (2)同周期元素从左到右的最高化合价均为＋1到＋7。 (3)Na、Mg、Al与H2O或酸反应的难易程度为由易到难。 (4)HClO、H2SO3、H3PO4、H2SiO3的酸性依次减弱。 [答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( ) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化
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非金属性Si＜P＜S＜Cl ( ) ( ) ( ) ( )
C [元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。]
3．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”“减小(弱)”或“相同(不变)”]
(1)各元素的原子半径依次________，其原因是_______________________________________________________。
(2)各元素原子的电子层数________，最外层电子数依次________。 (3)元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_____________________________________________________，
元素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。
[答案] (1)减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小 (2)相同 增大 (3)减弱 增强 减弱 增强
元素金属性、非金属性 1．讨论氯的非金属性比硫的强的实验事实有哪些？请指出。 [答案] (1)Cl2与H2化合比S与H2化合容易 (2)HCl的热稳定性比H2S的强 (3)HCl的还原性比H2S的弱 (4)HClO4的酸性比H2SO4的强 (5)Cl2与H2S反应生成S
(6)与Fe反应时Cl2生成FeCl3，S生成FeS等
2．讨论Na比Al的金属性强的实验事实有哪些？请指出。 [答案] (1)Na与H2O或酸反应比Al的反应容易且剧烈 (2)NaOH的碱性比Al(OH)3的强
1．同周期元素从左到右的原子结构与性质的变化规律
的强弱判断 5/13
核电荷数 原子结构 电子层数 原子半径 化合价 元素的金属性和非金属性 离子的氧化性、还原性 气态氢化物的稳定性、还原性 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 逐渐增大 相同 逐渐减小 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐增强， 阴离子还原性逐渐减弱 稳定性逐渐增强、还原性逐渐减弱 性质 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律 (1)金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 ②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
(2)非金属性强弱的判断依据
①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。 ③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 ④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
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1．X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强 B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强 D．X的气态氢化物比Y的稳定
C [X、Y同周期且X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y的小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性XX的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。] 比Y的弱，
2．下列事实不能作为实验判断依据的是( ) A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属性强弱
B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中，不能置换出铜，判断钠与铁的金属性强弱
C．酸性：H2CO3＜H2SO4，判断硫与碳的非金属性强弱 D．Br2与I2分别与足量的H2反应，判断溴与碘的非金属性强弱
B [A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金属性太强，C项中根据H2CO3、与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合，根据非金属单质与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。]
判断下列粒子半径大小(用“>”或“<”表示)。 (1)Cl____Br，S____Si____Al。 (2)O2－____F－____Na＋____Mg2＋。 (3)Cl－____Cl，Mg____Mg2＋。 (4)K____Mg，S____F。
粒子半径大小比较 7/13
[答案] (1)＜ ＜ ＜ (2)＞ ＞ ＞ (3)＞ ＞ (4)＞ ＞
粒子半径大小比较方法
【典例】 X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－，Y＋和Z－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )
A．原子最外层电子数：X>Y>Z B．单质沸点：X>Y>Z C．离子半径：X2－>Y＋>Z－ D．原子序数：X>Y>Z
D [根据题意可确定X、Y、Z在周期表中的相对位置为
可以确定X为S，Y为Na，Z为F。原子最外层电子数：F>S>Na(Z>X>Y)，A错误；Na>S>F2(Y>X>Z)，B错误；S2－>F－>Na＋(X2－>Z单质沸点：离子半径：
－>Y＋)，C
错误；原子序数：S>Na>F(X>Y>Z)，D正确。]
[借题发挥]
X、Y、Z的原子半径大小顺序如何？与相应的离子半径大小相同吗？ [答案] Y＞X＞Z，不相同。
“三看”法比较简单粒子的半径大小
(1)“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
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(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
3．下列粒子半径之比大于1的是( ) r?Mg?A．
r?Ca?C．
r?S?
r?P?
r?K＋?B．＋
r?Ca2?D．
r?Cl?
r?Cl－?
[答案] B
4．下列粒子半径大小的比较中，正确的是( ) A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＋＞Rb＋＞Na＋＞K＋
B [A项，半径大小应为O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋；C项，半径大小应为Na＞Mg＞Al＞S；D项，半径大小应为Cs＋＞Rb＋＞K＋＞Na＋。]
下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，
问题探究：(1)X、Y、Z、W、R分别是什么元素？ [答案] O、Na、Al、S、Cl。 (2)X与W的氢化物中，谁较稳定？
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[答案] H2X或H2O。
(3)W与R的最高价氧化物的水化物中，谁的酸性较强？ [答案] HClO4。
(4)Y、Z、W、R的金属性强弱顺序如何？ [答案] Y＞Z＞W＞R或Na＞Al＞S＞Cl。
(5)X、Y、Z、W的离子半径大小顺序如何？(用离子符号表示) [答案] S2－＞O2－＞Na＋＞Al3＋。 (6)X与Y形成的化合物有哪些？ [答案] Na2O、Na2O2。
(7)Y、Z、R的最高价氧化物的水化物可以两两反应，写出有关的离子方程式。
[答案] Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O， Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O， H＋＋OH－===H2O。
(8)写一个反应，证明W与R的非金属强弱。 [答案] Cl2＋H2S===S↓＋2HCl
(9)W、R的氢化物中，还原性较强的是什么？(写分子式) [答案] H2S
(10)写出X、W、R的单质与Fe反应的化学方程式。
点燃△△
[答案] 2O2＋3Fe=====Fe3O4，Fe＋S=====FeS,2Fe＋3Cl2=====2FeCl3。
通过素材中“化合价—原子序数”坐标分析，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
1．下列排列顺序不正确的是( ) A．原子半径：Na>S>Cl
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4 C．最高正化合价：Cl>S>P
D．热稳定性：碘化氢>溴化氢>氯化氢
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D [Na、S、Cl是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。因为非金属性Cl>Br>I，所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI，D项错误。]
2．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B>A；C和D的气态氢化物的稳定性C>D；E是这五种元素中原子半径最小的元素。则它们的原子序数由小到大的顺序是( )
A．A、B、C、D、E C．B、A、D、C、E
B．E、C、D、B、A D．C、D、A、B、E
C [由于A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B>A，故B和A为金属元素，且原子序数B 3．(素养题)几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表： 元素符号 原子半径/nm 主要化合价 X 0.160 ＋2 Y 0.089 ＋2 Z 0.102 －2、＋4、＋6 R 0.143 ＋3 T 0.074 －2 根据表中信息，判断以下说法正确的是( ) A．单质与稀硫酸反应的速率快慢：R>Y>X B．X、R的最高价氧化物对应水化物均能溶于NaOH溶液 C．元素最高价氧化物对应的水化物的碱性：Y>R>X D．相同条件下，气态氢化物的稳定性：T>Z D [X和Y的化合价都为＋2，应位于元素周期表第ⅡA族，根据半径关系X为Mg；Z和T的化合价都有－2，可知Y为Be，应位于元素周期表第ⅥA族，Z的最高价为＋6，Z应为S，则T应为O；R的化合价为＋3，应位于周期表第 11/13 ⅢA族，根据其原子半径大于Z小于X可知，R应和X同周期，R为Al。金属性Mg>Al、Mg>Be，金属性越强，与酸反应越剧烈，所以单质与稀硫酸反应的速率快慢为Mg>Al、Mg>Be，即X>R，X>Y，A项错误；金属性越强，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，所以X>R，X>Y，C项错误；Mg(OH)2不能与NaOH溶液反应，Al(OH)3可以与NaOH溶液反应，B项错误；非金属性O>S，元素非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，即Z 4．(素养题)元素X、Y、Z的原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋ 与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( ) A．同族元素中Z的氢化物稳定性最强 B．原子半径：X>Y；离子半径：X＋>Z2－ C．同周期元素中X的金属性最强 D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 B [由题意可推知X、Y、Z分别为Na、Cl、O。氧元素是第ⅥA族最活泼的非金属元素，其氢化物稳定性最强，A项正确；由同周期元素原子半径变化规律及离子半径比较规则可知，原子半径：X＞Y，离子半径：Z2－>X＋，B项错误；X是第三周期最活泼的金属元素，C项正确；第三周期中，Cl的非金属性最强，对应的最高价氧化物的水化物HClO4的酸性最强，D项正确。] 5．结合元素周期律和元素周期表的有关知识，用化学用语回答下列问题： (1)在第三周期元素及其单质和化合物中，原子半径最小的元素是________；氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________；最高价氧化物对应水化物中，最强的碱是________；形成的两性化合物________、________。 (2)卤族元素氢化物中最稳定的是________，还原性最强的是________，请总结同周期、同主族元素性质递变规律是_____________________________________________________。 [解析] (1)同一周期，核电荷数越大，原子半径越小(稀有气体除外) , 第三周期Cl核电荷数最大，故其原子半径最小；同一周期，从左到右元素非金属性 12/13 逐渐增强(稀有气体除外) , Cl非金属性最强，故单质中Cl2氧化性最强；同一周期，从左到右元素金属性逐渐减弱(稀有气体除外)，第三周期金属性最强的为Na；铝元素形成的两性化合物有Al2O3、Al(OH)3。(2)卤族元素，从上到下，原子半径依次增大，原子核对最外层的电子的吸引能力逐渐减弱，在其形成的气态氢化物中，卤族元素的原子对氢原子的吸引能力依次减小，所以卤族元素形成的氢化物的热稳定性依次减弱，所以热稳定性：HF>HCl>HBr>HI；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 [答案] (1) Cl Cl2 Na NaOH Al(OH)3 Al2O3 (2)HF HI 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 13/13
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