1、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 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.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。4.初步学会运用元素周期表。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,酚酞变红色 失电子能力:_ Mg+H2O 加热反应缓慢,酚酞变浅红色 一、第3周期元素原子得失电子能力的比较 1.钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较:(1)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究:NaMg 实验项目 实验内容 实验现象 实验结论 与酸的反
2、应 Mg+HCl 反应剧烈,生成大量气体 失电子能力:_ Al+HCl 反应较剧烈,生成气体 结论 失电子能力:_ MgAl 钠镁铝(2)钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物的碱性比较:钠 镁 铝 氢氧化 物比较 强碱 中强碱 两性氢氧化物 碱性逐渐_ 结论 失电子能力:_ 减弱 钠镁铝 2.硅、磷、硫、氯得电子能力的比较:(1)单质与H2化合的难易程度为_。(2)生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为_。(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为 _。结论:硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为_。SiPSCl2 SiH4PH3H2SHCl H3PO4H2SO4SPSi 二、同周期元素原子得失电子能
3、力的变化规律 1.规律:同周期从左到右,元素的原子得电子能力_,失电子 能力_。2.理论解释:同周期元素原子结构 原子半径_ 原子核对最外层电子的吸引力依次_ 元素原子 增强 减弱 电子层数_ 核电荷数_ 从左到右 减小 相同 不同 增强 失电子能力依次_ 得电子能力依次_ 减弱 增强【思考辨析】1.判断正误:(1)第3周期元素的原子半径越大，得电子能力越强。()分析:第3周期元素原子的原子半径越大，原子序数越小，得电 子能力越弱。(2)C、N、O、F得电子能力逐渐减弱。()分析:C、N、O、F位于元素周期表的第2周期，原子序数逐渐增 大，得电子能力逐渐增强。(3)X、Y、Z三种元素位于元素周
4、期表中同一周期，其最高价氧 化物对应水化物分别为弱酸、强碱、两性氢氧化物，则这三种 元素原子序数的大小顺序是XZY。()分析: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，最高价氧化物对应的水化物的碱性减弱，酸性增强。(4)C、N、O、F的气态氢化物的稳定性逐渐增强。()分析:元素原子得电子能力越强，气态氢化物的稳定性越强，得电子能力:FONC，所以稳定性为HFH2ONH3CH4。2.问题思考:(1)元素原子得(失)电子数目越多,得(失)电子能力越强吗？分析:元素原子得失电子能力只与得失电子的难易程度有关,而与得失电子的数目无关。(2)同一周期中,非金属元素对应的所有含氧酸的酸性都
5、随原子序数增大而增强吗？分析:不是。同一周期,随着原子序数递增,元素最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)酸性逐渐增强,但低价的含氧酸没有此规律,如HClO是一种很弱的酸。【知识链接】元素原子得失电子能力的理解:“元素的金属性、非金属性”不同于“金属活动性”，金属的活动性指的是金属单质在水溶液中失电子的能力；原子的得失电子的能力在某些特定的条件下，能体现元素的金属性、非金属性。最高价氧化物对应的水化物的理解:某元素的最高价态和氧结合形成的氧化物称为该元素的最高价氧化物。例如:(1)硫的化合价有-2、0、+4、+6，其最高价氧化物是SO3，SO3对应的水化物是H2SO4;(2)铁的化合价有0
6、、+2、+3，其最高价氧化物是Fe2O3，Fe2O3对应的水化物是Fe(OH)3。一、同周期元素原子结构与性质的递变规律 项目 同周期(从左到右稀有气体除外)最外层电子数 由1逐渐增加到7 主要化合价 最高正价+1+7(O、F除外),负价-4-1 原子半径 逐渐减小 项目 同周期(从左到右稀有气体除外)原子得、失电子能力 失电子能力减弱,得电子能力增强 单质的氧化性、还原性 还原性减弱,氧化性增强 最高价氧化物对应 的水化物的酸碱性 碱性减弱,酸性增强 气态氢化物 生成由难到易,稳定性由弱到强【知识备选】元素的金属性和非金属性 1.元素的金属性:元素的金属性是指元素原子失去电子的能力。元素原子
7、失去电子的能力越强或形成阳离子的倾向越大，元素的金属性就越强。元素金属性的强弱取决于原子失电子能力的大小，而与失电子数目的多少、最外层电子数的多少、电子层数的多少及与酸反应生成氢气的多少均没有直接关系。2.元素的非金属性:元素的非金属性是指元素原子得到电子的能力。元素原子得到电子的能力越强或形成阴离子的倾向越大，元素的非金属性就越强。同样元素非金属性的强弱也与得电子数的多少无关。元素的金属性和非金属性是元素性质的综合体现。元素的金属性和非金属性没有绝对的界限，而决定元素性质的主要因素是元素原子结构中的三要素:核电荷数、原子半径和核外电子排布。一般元素的性质可以通过单质的性质来体现，但要注意元素
8、的性质与单质性质有联系也有区别，不能混为一谈。【学而后思】(1)同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布是否有关?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，核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。(2)同一周期中非金属元素是不是都有最高价含氧酸？提示:同一周期中非金属元素并不一定都有最高价含氧酸，如O不会有含氧酸；F没有正价，也不会有含氧酸。二、元素原子得失电子能力的判断依据 1.元素原子失电子能力的判断依据:(1)金属活动性顺序表中越靠前，失电子能力越强；(2)单质与水或酸反应越剧烈，失电子能力越
9、强；(3)单质的还原性越强或者对应阳离子的氧化性越弱，失电子能力越强；(4)最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，失电子能力越强；(5)若mXn+nY=mX+nYm+，则Y比X失电子能力强。2.元素原子得电子能力的判断依据:(1)与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强；(2)最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，得电子能力越强；(3)单质的氧化性越强或者对应阴离子的还原性越弱，得电子能力越强；(4)若mAn-+nB=mA+nBm-，则B比A得电子能力强。【学而后思】(1)元素原子得失电子能力的强弱与元素单质的氧化性和还原性之间有什么关系？提示:元素原子的得电子能力越强，单质的氧化
10、性就越强，元素原子的失电子能力越强，单质的还原性就越强。(2)如何根据金属活动性顺序表判断金属单质或金属离子得失电子的能力？提示:金属活动性顺序表中从左到右金属性逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱，对应的金属失电子后变成的金属阳离子的氧化性逐渐增强。(3)如何用元素最高价氧化物对应的水化物的相关性质判断元素原子的得失电子能力的相对强弱？提示:最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，得电子能力越强，最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，失电子能力越强。类型 一 同周期元素性质的递变规律【典例】(双选)(2013湛江高一检测)同周期的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应的水化物分别是HXO4、H2YO4
11、、H3ZO4,则下列判断正确的是()A.含氧酸的酸性:H3ZO4H2YO4HXO4 B.非金属性:XYZ C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增大 D.元素的最低负价的绝对值按X、Y、Z顺序增大【解题指南】解答本题要注意以下两点:(1)根据最高价氧化物对应的水化物的化学式标出中心元素的最高正化合价，X、Y、Z的最高正化合价分别为+7、+6、+5。(2)根据最高正化合价确定X、Y、Z在元素周期表中的位置。【解析】选B、D。由于是同周期的三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物对应的水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则X的最高价是+7，Y是+6，Z是+5，所以X、Y、Z在同周期中原子序
12、数依次减小，所以得电子能力是XYZ，所以含氧酸的酸性大小是HXO4H2YO4 H3ZO4；非金属性:XYZ；气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减小；元素的最低负价的绝对值按X、Y、Z顺序增大。【名师点评】讲解本题时应注意以下两点:(1)进一步向学生强调O、F两元素常见化合价，O无最高正价，F无正价,也无最高价氧化物对应的水化物。(2)向学生强调最高正价有时候不等于最外层电子数。如O、F两元素。【误区警示】(1)不能根据题目所提供的最高价氧化物对应的水化物化学式确定所对应元素的最高正化合价而导致错误；(2)不知道如何根据元素的最外层电子数来计算最低负价而导致漏选。【变式训练】X、Y、Z、R为四种
13、同一周期的非金属元素，它们的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最弱的是()A.H2XO3 B.H2YO4 C.HZO4 D.H3RO4【解析】选A。最高价氧化物对应的水化物中X、Y、Z、R显示出来的最高正化合价分别为+4、+6、+7、+5，可得出在同一周期中X、R、Y、Z从左到右依次排列，非金属性XRYZ，最高价氧化物对应的水化物的酸性H2XO3 H3RO4 H2YO4 HZO4。【变式备选】若Q、E是同周期的非金属元素，如果Q原子半径比E大，以下叙述中正确的是()A.Q的最高价氧化物对应的水化物的酸性比E的最高价氧化物对应的水化物的酸性强 B.E的阴离子比Q的阴离子还原性强 C.Q原子失去电子
14、的能力比E原子失去电子的能力强 D.Q的气态氢化物比E的气态氢化物稳定【解析】选C。Q原子半径比同周期的E原子半径大，说明Q在E的左边，Q的非金属性比E弱，据此即可进一步根据元素得电子能力的判断依据判断C项正确。类型 二 元素得失电子能力的判断【典例】(2013合肥高一检测)下列不能说明氯原子的得电子能力比硫原子强的事实是()HCl比H2S稳定 HClO氧化性比H2SO4强 HClO4酸性比H2SO4强 Cl2能与H2S反应生成S 氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子 Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS A.B.C.D.【解题指南】解答本题要注意以下两点:(1)熟
15、悉元素原子得电子能力的判断依据；(2)得电子能力的强弱与得失电子的多少无关。【解析】选A。氢化物的稳定性、最高价含氧酸的酸性、单质的氧化性的相对强弱，都能用来比较相应元素的得电子能力的相对强弱。含氧酸的氧化性与含氧酸的稳定性有关，不能用来比较元素得电子能力的相对强弱。最外层电子数和原子半径等共同决定元素的非金属性强弱，不能仅根据最外层电子数的多少比较元素原子得电子能力的相对强弱。【方法规律】元素得电子能力的判断依据(1)与同一种多价金属反应后金属价态的变化。反应后金属价态越高，其元素得电子能力越强。例如:Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS，说明得电子能力ClS。(2)阴离子
16、的还原性越强，说明阴离子越易失电子，则对应的这种非金属原子则越不易得电子，其得电子能力就越弱。例如:Cl-比Br-还原性弱，说明Cl2的氧化性比Br2的强。(3)根据元素在元素周期表中的相对位置,在周期表右上方的元素原子得电子能力较强。例如:氟元素是元素周期表中最右上角的非金属元素(稀有气体除外)，所以氟元素是非金属性最强的元素。【变式训练】(2013金华高一检测)能够说明元素A的非金属性比元素B的非金属性强的理由是()A.A、B两元素的原子具有相同的电子层数，且原子半径AB B.通常条件下，元素A的单质是气态，元素B的单质是固态 C.A的气态氢化物比B的气态氢化物分解温度高 D.A的最高价氧
17、化物对应的水化物的酸性弱于B的最高价氧化物对应的水化物的酸性【解析】选C。A选项，A、B处于同一周期且原子半径AB,即A在B的左边，说明非金属性APCSi。2.(2013聊城高一检测)下列元素的单质中,最易与氢气反应生成氢化物的是()A.硼 B.氮 C.氟 D.碳【解析】选C。推断已知元素与氢气化合的难易，其实质是比较元素原子的得电子能力的强弱。根据同一周期从左到右元素的得电子能力逐渐增强知它们与氢气反应生成氢化物由易到难的顺序为FNCB,即元素原子得电子能力越强,与氢气化合越容易。3.下列递变规律不正确的是()A.Na、Mg、Al还原性依次减弱 B.Si、P、S的氢化物的稳定性依次减弱 C.
18、C、N、O 原子半径依次减小 D.P、S、Cl 最高正价依次升高【解析】选B。同周期Na、Mg、Al三种元素的原子的失电子能力逐渐减弱，所以还原性逐渐减弱，A正确；同周期的Si、P、S的得电子能力逐渐增强，所以其气态氢化物的稳定性逐渐增强，B错误；C、N、O位于同一周期，从左到右原子半径逐渐减小，C正确；P、S、Cl位于同一周期，根据主族元素的最高正价等于其最外层电子数，所以最高正价依次升高，D正确。4.(2013汕头高一检测)某主族元素R原子的质量数为79，已知R的单核离子含有45个中子和36个电子，下列有关R的叙述错误的是()A.R位于第4周期A族 B.R最高价氧化物对应的水化物的化学式为
19、H3RO4 C.元素R气态氢化物的化学式为H2R D.R的阴离子具有强还原性【解析】选B。由于主族元素R原子的质量数为79，含有45个中子，所以质子数为79-45=34，由于R的单核离子含有45个中子和36个电子，所以该原子有4个电子层，最外层是6个电子，所以R位于第4周期A族；由于R的最高正价是+6价，所以R最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO4，气态氢化物的化学式为H2R，R的阴离子失电子能力较强，所以具有强还原性。5.W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短周期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。(1)W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生成盐，该反应的离子方程式为
20、_。(2)W与Y可形成化合物W2Y，该化合物的化学式为_。(3)比较Y、Z气态氢化物的稳定性_(用化学式表示)。(4)W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是_(用化学符号表示)。【解析】W、X两种金属元素的最高价氧化物对应的水化物可反应生成盐，则W、X应分别为Na和Al两种元素中的一种；因为化合物W2Y知W不可能为+3价，所以应为+1价，W为Na，X为Al，Y为-2价元素S，Z为原子序数比Y大的非金属元素Cl，W2Y为Na2S；得电子能力ClS，氢化物稳定性HClH2S；电子层数相同的微粒，核电荷数越大，半径越小，所以Na+Al3+，S2-Cl-；电子层数不同的微粒，层数越多
21、，半径越大，所以离子半径:S2-Cl-Na+Al3+。答案:(1)Al(OH)3+OH-=Al(OH)4-(2)Na2S(3)HCl H2S(4)S2-Cl-Na+Al3+同周期元素性质递变规律的探究 某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如下表:实验方案 实验现象 用砂纸打磨后的镁带与沸水反应,再向反应液中滴加酚酞 向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水 钠与滴有酚酞试液的冷水反应 镁带与2 molL-1的盐酸反应 铝条与2 molL-1的盐酸反应 A.浮在水面上,熔成小球,四处游动,逐渐缩小,溶液变红色 B.产生气体,气体可燃,溶液变浅红色 C.
22、反应不十分剧烈,产生的气体可燃 D.剧烈反应,产生的气体可燃 E.生成淡黄色沉淀 请你帮助该同学整理并完成实验报告。(1)该实验的实验目的是什么？提示:证明同周期元素金属性、非金属性递变规律。(或证明第3周期元素金属性、非金属性递变规律或证明Na、Mg、Al金属性强弱及S、Cl非金属性强弱。)(2)实验用品:略(3)实验内容:用序号填写下表中的实验方案，并完成相关的离子方程式:实验方案 实验现象 有关离子方程式 _ A _ _ B _ C _ D _ E _ 2Na+2H2O=2Na+2OH-+H2 H2S+Cl2=2H+2Cl-+S(4)通过上述实验，你能得出什么结论？提示:同周期元素随原子序数增大，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。(5)试用原子结构理论解释上述结论的原因。提示:同周期元素，随原子序数增大，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，原子失去电子的能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
