高中化学第1章原子结构与元素周期律第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案

第1课时 认识同周期元素性质的递变规律

一、同周期元素原子失电子能力的比较 1．钠、镁、铝失电子能力强弱

(1)实验①中，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色。该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。 (2)实验②中，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红色。该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△

Mg(OH)2↓＋H 2↑。

(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。反应的化学方程式为 Mg ＋2HCl===MgCl 2＋H 2↑； 2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑。

(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。

钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。

2．同周期元素原子失电子能力的递变规律

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。

例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是( )

A．比较这两种元素单质的硬度和熔点

B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液

C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液

D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用

答案 C

解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。A项，单质的硬度和熔点与元素金属性强弱无关；B项，AlCl3和MgCl2分别与少量的NaOH溶液反应，生成Al(OH)3和Mg(OH)2沉淀，无法比较元素的金属性强弱；D项，在空气中久置，二者表面均附着氧化物，与热水均不反应，无法比较元素金属性的强弱。

思维启迪——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X n＋＋Y―→X＋Y m＋，则Y比X失电子能力强。

例2下列事实不能用于判断金属性强弱的是( )

A．金属单质间发生的置换反应

B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少

C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

D．金属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

考点碱金属的性质与原子结构的关系

题点金属性强弱的判断

答案 B

解析金属单质在反应中失去电子的多少，不能作为判断金属性强弱的依据，如 1 mol Al 反应失去的电子比1 mol Na多，但Al的金属性比Na弱。

思维启迪

(1)元素金属性的强弱实质是原子失电子的难易，凡是能直接或间接地比较化学变化中原子失电子的难易，即可比较元素金属性的强弱。

(2)金属性强弱与失去电子的多少无关，取决于原子失去电子的能力。

(3)单质的物理性质不能作为判断元素金属性强弱的因素。

例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逐渐减弱，单质的还原性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，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比较

1．硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力强弱

Si P S Cl 判断依据与氢气反应高温磷蒸气与氢气加热光照或

能反应点燃由难到易的顺序为Si＜P＜S＜Cl

最高价氧化物对应的水化物的酸性H2SiO3：

弱酸

H3PO4：中强酸

H2SO4：强

酸

HClO4：强

酸酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3

结论Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强

2.同周期元素性质递变规律

在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。

例4具有相同电子层数的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断中正确的是( )

A．离子半径：X>Y>Z

B．单质的氧化性：X>Y>Z

C．气态氢化物的稳定性：X<Y<Z

D．阴离子的还原性：X>Y>Z

答案 B

解析根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断出同周期元素X、Y、Z在周期表中的位置从左到右的顺序为Z、Y、X，也可以根据最高化合价(分别为＋7、＋6、＋5)进行判断，进而再运用元素周期律判断元素及其单质的各项性质。

规律总结

(1)解此类题目须明确元素在周期表中的位置，再利用元素性质变化规律判断。

(2)同周期从左到右：非金属单质氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。

例5下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是( )

①HCl比H2S稳定②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S反应生成S ⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS

A．②⑤ B．①② C．①②④ D．①③⑤