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目标导航 1.以第3周期为例，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.初步学会利用元素周期表。一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有_ _，钠与冷水反应，反应方程式：2Na2H2O=2NaOHH2；无色气泡冒出实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应溶液变为_色；
2、铝与冷水_，与热水_镁与冷水_，能与热水反应，反应的化学方程式为 Mg2H2O=_ _；铝与水不反应浅红无现象无现象不反应Mg(OH)2H2实验方案实验操作实验现象实验结论镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放_的试管中生成气体速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢，但_更容易，反应的化学方程式为Mg2HCl=MgCl2H2，2Al6HCl=2AlCl33H2镁条镁实验方案实验操作实验现象实验结论比较NaOH、Mg(OH)2的碱性强弱加入 NaOH 溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀_，另 一 份 加 入NaOH 溶液，沉淀_碱性由强到弱的顺序为_溶解不溶解NaO
3、HMg(OH)2Al(OH)3实验方案实验操作实验现象比较NaOH、Al(OH)3的碱性强弱加入 NaOH 溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀 _，另 一 份 加 入NaOH 溶液，沉淀_结论钠、镁、铝元素原子失去电子能力：_溶解溶解NaMgAl2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素SiPSCl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应 需_ _或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易由_到_气态氢化物化学式_稳定性很不稳定不稳定较稳定_由_到_加热光照难易SiH4 PH3 H2S HCl 很稳定弱强元素SiPSCl最高价氧化物_最高价氧化物的水
4、化物化学式 _ _ _ _酸性_强于硫酸由_到_结论硅、磷、硫、氯 元 素 原 子 得 电 子 能 力：_SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸中强酸强酸弱强SiPSCl【议一议】1元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？答案 不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。2所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？答案 不一定，氧元素和氟元素没有。3“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？答案 不正确。同一周期，随着原子序数的递增，非金属元素最高价氧化物对应的水化
5、物(即最高价含氧酸)酸性逐渐增强，但低价含氧酸(如HClO)不符合此规律。二、同周期元素原子得失电子能力的变化规律1规律同周期从左到右，元素原子失电子能力_，得电子能力_。2原因在同一周期中，各元素原子的核外电子层数_，从左至右核电荷数依次_，原子半径逐渐_，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_，得电子能力逐渐_。减弱增强相同增多减小减弱增强【议一议】1难失电子的原子，得电子一定容易吗？答案 不一定，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。2同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？以第3周期元素的离子半径说明。答案 不是。如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r(P3)r(
6、S2)r(Cl)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。一、同周期元素原子结构与性质的递变规律内容同周期(左右)原子结构电子层数相同最外层电子数18个(第1周期12)原子半径逐渐减小元素性质原子得电子能力逐渐增强原子失电子能力逐渐减弱元素的金属性逐渐减弱元素的非金属性逐渐增强内容同周期(左右)元素性质金属单质还原性逐渐减弱非金属单质氧化性逐渐增强元素的主要化合价最高正价由17(O、F除外)最低负价由41非金属气态氢化物形成难易稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱最高价氧化物的水化物酸性逐渐增强碱性逐渐减弱金属阳离子氧化性逐渐增强非金属阴离子还原性逐渐减弱【易错提醒】(1)相对原子质量随原子序数的递增，不呈
7、周期性变化。(2)根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。(3)在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律与元素非金属性的变化规律不一致。其规律是：左弱右强，上弱下强。如非金属性：SCl，酸性：氢硫酸Cl，而酸性：氢氟酸(HF)盐酸。(4)氟无正价，氧没有最高正价。如：根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是7价；元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价。两种说法均不正确。(5)同周期从左到右，金属单质的还原性、非金属阴离子的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性、金属阳离子的氧化性逐渐增强。【例1】同一短周期的元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，下
8、列叙述正确的是()A.单质的化学活泼性：WXYZB.原子最外层电子数：WXYZC.单质的氧化能力：WXYZD.元素的最高正化合价：WXYFe金属性强弱顺序一般金属的位置越靠前(极少数例外)，金属元素的金属性越强2.元素非金属性强弱的比较方法比较方法结论根据原子结构原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强单质与H2化合的 难 易(氢 化物的稳定性)单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强最高价氧化物水化物的酸性酸性越强，其对应元素的非金属性越强非金属与盐溶液的置换反应若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B
9、元素比较方法结论单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性)一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强单质与同种金属反应的难易单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应 CuCl2=点燃 CuCl2,2CuS=Cu2S，知非金属性：ClS非金属性强弱顺序按 F、Cl、Br、I 顺序，元素的非金属性减弱【关键提醒】(1)决定元素非金属(金属)性强弱的是元素原子得(失)电子的难易，而不是得(失)电子的多少。如镁原子比钠原子失电子数多，但钠原子比镁原子失电子容易，故钠的金属性比镁强；氟原子比氧原子得电子数少，但氟原子比氧原子得电子容易，故F的非金属性比O强。(2)元素的金属性
10、强弱与金属的活动性顺序不完全一致元素的金属性是指金属原子失电子的能力，而金属活动性是指在水溶液中金属单质失去电子的倾向。二者顺序基本一致，极少数例外。如Sn和Pb的金属性PbSn，但金属活动性SnPb。(3)元素的非金属性与非金属单质的活泼性顺序不完全一致元素的非金属性是指非金属原子得电子的能力；非金属单质的活泼性是指单质分子与其他物质反应的难易，二者不一定一致。如N和P的非金属性NP，而单质活泼性N2S。(2)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClOH2SO4说明非金属性ClS。(3)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClOH2CO3说明非金属性ClCl。(5)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HClH2S说明非金属性ClS。(6)原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为7价而硫的最高价为6价说明非金属性ClS。
