2015高中化学 1.3.1认识同周期元素性质的递变规律 课件(鲁科版必修2)

(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在同周期中原子序数
【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X>Z>Y。( √ ) 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，
依次减小，所以得电子能力是X＞Y＞Z，所以含氧酸的酸性大
小是HXO4>H2YO4> H3ZO4；非金属性:X>Y>Z；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。
(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、
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X＜R＜Y＜Z， 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( )
H 2O Mg+
H 2O
酚酞变红色 加热反应缓慢,酚
酞变浅红色 失电子能力: Na>Mg ______
实验项目 Mg+
HCl
实验内容
实验现象 反应剧烈,生成
大量气体
实验结论
与 酸 的 反 应
失电子能 Mg>Al 力:______
Al+
HCl
反应较剧烈,生
成气体 钠> 镁> 铝 失电子能力:_________
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
【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Cl>S。
(2)阴离子的还原性越强，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
【解题指南】解答本题要注意以下两点: (1)熟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。
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( )
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】
①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。
SiH4<PH3<H2S<HCl 。 (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②的酸性强弱顺序为 H3PO4<H2SO4<HClO4 。 ________________ Cl>S>P>Si 。 结论:硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为__________
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。
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。
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。
一、第3周期元素原子得失电子能力①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: 实验项目 Na+ 与 水 反 应 实验内容 实验现象 常温下,反应剧烈, 实验结论
一、同周期元素原子结构与性质的递变规律
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 同周期(从左到右稀有气体除外) 由1逐渐增加到7 最高正价+1→+7(O、F除外), 负价-4→-1 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 单质的氧化性、 还原性 最高价氧化物对应 的水化物的酸碱性 气态氢化物
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
Z,它们的最高价氧化物对应的水化物分别是HXO4、H2YO4、
H3ZO4,则下列判断正确的是 ( B.非金属性:X>Y>Z 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 ) A.含氧酸的酸性:H3ZO4>H2YO4>HXO4
【解题指南】解答本题要注意以下两点:
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( 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 ⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有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
失电子能力减弱,
得电子能力增强 还原性减弱,氧化性增强
碱性减弱,酸性增强 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、+2、+3，其最高价氧化物是Fe2O3，Fe2O3 对应的水化物是Fe(OH)3。