(完整版)高二化学认识同周期元素性质的递变规律

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化学：1.3.1《认识同周期元素性质的递变规律》15009

14Si
15P
16S
17Cl
P2O5 对应最高价氧化物 SiO2 最高价氧化物的水 H SiO H PO 4 4 3 4 化物
SO3
Cl2O7
H2SO4 HClO4
最高价氧化物对应水化物酸性强弱
弱酸
中强酸强酸最强酸逐渐增强加热加热点燃或光照 HCl
单质与H2反应条件高温
气态氢化物及稳定性结论
元素原子失电子能力（金属性）的强弱，可以采用下列方法间接判断： 1、比较元素单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物的
碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子
失电子的能力越强。
实验探究
同时完成学案表格
钠、镁、铝失电子能力比较试剂：酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块），盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水. 仪器：烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。
结论
镁与盐酸反应迅速，并放出反应缓慢气泡
强碱
中强碱
两性氢氧化物
失电子能力（金属性）逐渐减弱
方法导引
元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断： 1、元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越容易进行，元素原子得电子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。 3、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。
金属非金属
≥4 易得e-(8-n个)
一、认识同周期元素性质的递变

元素性质的递变规律(元素电负性的周期性变化)

三、电负性的应用
1、元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于 2.0的元素为非金属元素，电负性小于 2.0的元素为金属元素。
2、通过电负性判断化学键的类型
一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
巩固练习 3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
4、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
D)
巩固练习
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ；电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ；电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素， D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 O Ca Na Cl (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的化学式。
CaO
Nห้องสมุดไป่ตู้2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
3、电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小

(完整版)同主族元素性质的递变规律

⑶ 论证了量变引起质变的规律性
课堂练习:
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D.E，它们的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期，A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与B，B与C 都能生成气态的化合物。D与E生成离子化合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。试回答：它们各是什么元素？
同1主、族F 没相有似正性价，O 通常不显示正价； 2.金属元递素变只性有(从正上化至合下,价金而属性无增负强价,非。金属性减弱)
同周期递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
元素周期表及元素周期律的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具 ⑵ 研究发现新物质
预言新元素, 研究新农药, 寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。
例2 : 某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为（ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3: 周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
鲁科版普通高中课程标准实验教科书化学2（必修）
第一章
第三节元素周期律的应用(2)
认识同主族元素性质的递变规律
复习回顾:
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？
从左向右, 元素的金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强。
试用结构观点解释为什么有这样的变化规律: 同一周期元素, 电子层数相同。从左向右, 核电
C。H2O和D2O D 16O和18O
D
都易失电子, 具强还原性。

元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1．预测未知物的位置与性质
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱，
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属，正极较不活泼金属
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，不易得失电子
存在范围
离子化合物（碱、盐、活泼金属氧化物）
单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）
与性质的关系
一般离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越小。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：（熟记）
性质
同周期（从左→右）
同主族（从上→下）
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性

第一课时同一周期元素性质的递变规律

结论：Mg的金属性不如Na 结论：Mg的金属性不如Na 的金属性不如
第二组实验：、与盐酸反应第二组实验：Mg、Al与盐酸反应反应物 Mg、盐酸、 Al、盐酸、现象
反应迅速，反应迅速，产生大量气泡反应较慢，缓反应较慢，缓产生气泡
离子方程式
Mg + 2H+ ═ Mg2+ +H2 ↑ 2Al + 6 H+ ═ 2Al 3+ + 3H2 ↑
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物化学式
化合条件
高温下少量反应磷蒸气，磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合
稳定性
很不稳定不稳定较不稳定稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
非金属性：非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出第三周期元素金属性、根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: 非金属性的递变规律
结论：的金属性不如Mg 结论：Al 的金属溶液
MgCl2溶液
AlCl3溶液
现象：现象：白色沉淀Mg(OH)2 白色沉淀Al(OH)3
加稀硫酸溶液加NaOH溶液加稀硫酸加NaOH溶液溶液
现象：现象：
Na
与冷水反单质与水应:
Mg
Al
与酸反应：与冷水反应缓与酸反应：慢，与沸水反应迅速、应迅速、与酸或酸）（或酸）迅速剧烈反应剧烈，反应剧烈，放反应金属性：金属性：Na>Mg>Al 出氢气。出氢气。
最高价氧化物对应水化物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱

(打印)同周期、同主族元素性质的递变规律

同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)。

元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律

1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律:(熟记)
性质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。

高中化学鲁科版(2019)必修第二册课件第1章第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律

()
C．
D．
解析： A 和 B 分别表示碳原子和氟原子，同周期非金属主族元素，从左到右原子得电子能力逐渐增强，而 C 和 D 分别表示钠离子和铝离子，最外层电子数均为 8，其性质较稳定，所以得电子能力最强的是氟，故选 B。
答案：B
2．下列有关元素及其化合物性质的比较正确的是
()
A．稳定性：H2O＜PH3＜NH3
1．同周期元素原子失电子能力的递变规律同周期各元素原子的核外电子层数相同，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)，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
2．元素原子失去电子能力的判断依据 (1)金属活动性顺序中越靠前，金属原子失电子能力越强。 (2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 (3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 (4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
3．X、Y、Z 三种元素位于周期表中同一周期，它们的最高价氧化物分别为酸性氧化
物、碱性氧化物、两性氧化物，则三种元素原子序数的大小顺序为
()
A．X＞Y＞Z
B．Y＞Z＞X
C．X＞Z＞Y
D．Z＞X＞Y
解析：根据 X、Y、Z 三种元素，其最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化
物、两性氧化物，则 Y、Z 为金属元素，且 Y、Z 的金属性：Y＞Z，而 X 为非金
3．氢氧化铝[Al(OH)3]——两性氢氧化物 Al(OH)3 属于两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，反应的离子方程式分别为： Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O， Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－。

认识同周期元素性质的递变规律

氢化物的水溶液显中性，硫的气态氢化物的水溶液显酸性，故
D不正确。只有选项B符合题意。
4．ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2012·福州高一检测)现有甲、乙、丙三种元素，其原子
序数都不超过20。有关信息如下：
下列关于甲、乙、丙元素相关的分析正确的是( A．甲的单质难溶于水 B．乙的气态氢化物遇湿润的pH试纸变红色或蓝色 C．丙的最高价氧化物对应的水化物是强碱 D．丙的单质与冷水剧烈反应
⑤项中HClO不是氯元素对应的最高价含氧酸；⑥项的非金属单
质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属的价态越高，说明非金属元素原子得电子能力越强；⑦项是作为氧化剂的非金属单质在水溶液中置换另一种非金属单质；⑧项是利用元素在周期表中的相对位置进行判断的；⑨项是比较简单非金属阴
离子的还原性强弱，简单非金属阴离子的还原性越强，对应非
Al，D错误。
【误区警示】解答本题时容易出现的错误一是混淆同周期元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性变化规律，二是忽略各个周期中金属、非金属元素数目而造成误选。
6．元素X、Y、Z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．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X+>Z2C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 )
2．已知H2S+Cl2====S↓+2HCl，4NH3+3O2====2N2+6H2O，据此能否确定N和O、S和Cl的非金属性强弱？提示：能。H2S+Cl2====S↓+2HCl说明单质的氧化性Cl2＞S； 4NH3+3O2====2N2+6H2O说明单质的氧化性O2＞N2，故非金属性Cl ＞ S， O＞ N。

元素性质的递变规律(元素第一电离能的周期性变化)

元素周期律
——元素周期律是指元素性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
复习回忆
原子结构和性质周期性变化
（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；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，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，对应氢化物的稳定性逐渐增强；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；（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；对应氢化物的稳定性逐渐减弱；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱；碱性逐渐增强；
概念应用
1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为 mol-1 . 502KJ，则M元素的I1 = 502 KJ· 2、已知Na元素的I1=496 KJ· mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探究学习
元素第一电离能大小与原子失电子能力有何关系？
I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁观察分析下表电离能数据回答问题：易形成 Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
元素 Na Mg
I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol 496 4562 6912 738 1451形成Na2＋；镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？
课堂练习
1、判断下列元素间的第一电离能的大小：
＞ F ＜ Mg ＞
Na
K
Ne Al

同周期、同主族元素性质递变规律

解析：根据同周期元素原子半径变化规律判断，原子半径：S＞Cl。答案：D
纵观近几年学业水平考题，可发现题目往往要同学们比较同周期或同主族元素的金属性或非金属性强弱，只要熟练掌握第 3 周期以及碱金属、卤素的元素位置关系，抓住同周期、同主族元素性质的变化规律，即可应对考试。
1．同周期元素随着原子序数的递增，其对应的简单离子的半径逐渐减小。(×) [分析] 如 r(Cl－)＞r(Na＋)。
答案：C
5．(2016· 广州学考模拟)下列各组元素的性质递变情况错误的是( )(导学号 58540199)
A．N、O、F 原子最外层电子数依次增大 B．N、O、F 原子半径依次增大 C．Na、Mg、Al 元素最高正化合价依次升高 D．Li、Na、K 的金属性依次增强
解析：N、O、F 原子最外层电子数依次为 5、6、7，逐渐增多，A 正确；N、O、F 是同周期元素的原子，从左到右，原子半径依次减小，B 错误；Na、Mg、Al 元素最高正化合价依次为＋1、＋2、＋3，依次升高，C 正确； Li、Na、K 是同主族元素，从上到下的金属性依次增强， D 正确。
2．短周期元素中，原子半径最大的是 Na，最小的是 He。(×) [分析] 原子半径最小的是 H。
3．最强的含氧酸是 HFO4。(×) [分析] HClO4。 F 无正价，不存在 HFO4，最强的含氧酸是
4．周期表中，右上方元素非金属性最强，即 He 的非金属性最强。(×) [分析] 非金属性最强的是 F。He 属于惰性元素，讨
8．(2016 年 6 月· 广东学考)短周期非金属元素甲～戊在元素周期表中相对位置如下表所示，下列判断正确的是 ( )
A．原子半径：甲＞乙 B．原子核外电子层数：乙＜丁

高中化学_认识同周期元素性质的递变规律教学设计学情分析教材分析课后反思

《必修2》第一章原子结构与元素周期律第三节元素周期表的应用第一课时认识同周期元素性质的递变规律【学习目标】以第三周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律了解元素“位、构、性”三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。

3、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”探究，培养学生获取信息能力；通过利用原子结构的理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。

4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用【学习重难点】1、同周期元素性质的递变规律2、“位、构、性”之间的关系。

【学习建议】建议边探究边实验方法，让学生根据设计方案开放性的交流探索【课前预习区】1、写出第3周期元素的元素名称、元素符号，并画出其原子结构示意图：2、第3周期元素原子的结构是如何递变的？3、复习Na、Al、S、Cl2的化学性质；并写出相应的化学反应方程式。

4、第三周期元素原子核外电子排布规律为。

根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为；其中主要体现为得电子；主要体现为失电子，性质稳定。

【课堂互动区】【问题组一】1、请回忆所学知识，从氧化还原反应的角度看Na、Mg、Al在化学反应中表现还原性还是氧化性？其实质是什么？2、根据元素周期律预测Na、Mg、Al失电子能力的大小？【实验探究】请根据【方法导引】并以下所给实验用品设计实验比较Na、Mg、Al三种元素原子失电子能力的强弱.【方法导引】元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、比较元素单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。

置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。

2、比较元素最高价氧化物对应水化物（碱）的碱性强弱。

一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。

试剂：表面积相同的镁条和铝条，金属钠（切成小块），蒸馏水，盐酸（1mol/L），酚酞溶液。

(高中段)微专题(二)元素周期律与元素周期表(知识深化课)

次增大，其中 X 与其他元素均不位于同一周期，Y 和 W 的原子序数相差 8，
Y、Z、W 三种原子的最外层电子数之和为 16，X、Z 的最高正价和最低负
价的代数和均为 0。下列说法正确的是
()
A．氧化物对应的水化物的酸性：M>W
B．原子半径的大小顺序：r(M)>r(Z)>r(Y)
C．化合物的稳定性：ZX4>XM
氧化性：Te<S，故 B 错误；Te 和 S 位于同主族，最外层电子数相等，最高正
价相同，故 C 错误；同主族，从上到下，元素非金属性减弱，对应气态氢化
物的稳定性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性：H2Te<H2S，故 D 错误。答案：A
3．(2020·慈溪市适应性测试)2019 年是门捷列夫提出元素周期表 150 周年。根
8(金属除外)
数(O、F 除外)
项目
同周期(左→右)
元素的金属性和非金金属性逐渐减弱
同主族(上→下) 金属性逐渐增强
属性
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐增强阳离子氧化性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
元素
阴离子还原性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强
性质
生成由难到易
非金属的气态氢化物
稳定性逐渐增强
[注意] ①所含元素种类最多的族为ⅢB 族(含有锕系、镧系)，共有 32 种元素。
②最外层电子数为 3～7 个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
2．元素周期表、元素周期律的应用 (1)预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质如：金属性 Mg>Al，则碱性 Mg(OH)2>Al(OH)3；非金属性 O>S，则气态氢化物稳定性 H2O>H2S。 ②推测未知元素的某些性质如：已知 Ca(OH)2 微溶，Mg(OH)2 难溶，可推知 Be(OH)2 难溶。再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)的单质应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不溶于水等。

(版)高二化学认识同周期元素性质递变规律

第三节元素周期表的应用认识同周期元素性质的递变规律第1课时【教学目标】以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释；2.通过“实验探究〞、“观察思考〞，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；【教学重点】同周期元素性质递变规律【教学难点】同周期元素性质递变规律【教学方法】通过“活动·探究〞，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法；通过“阅读探究〞、“交流·研讨〞、“观察思考〞等活动，培养学生获取并整合信息的能力；【教师具备】1. 实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液2. 多媒体课件【教学过程】教师活动学生活动设计意图【引课】前面我们学习了元素周期律和元素周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类只发现了六十多种元素，因此他做过很多大种元素—-“类硅〞，15年后该元素被德国化学激发学生的学习欲望表的重要作用,家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗〞。

【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗？【回忆】元素周期表的结构。

要想深入的理解元素周期表元素之间的内在联系，需搞清楚同周期元素和同主族元素性质的递变规律。

本节课共同探索同周期元素性质的递变。

【板书】第三节元素周期表的应用一、同周期元素性质的递变写出第三周期的【转折】为了研究问题的方便，以第三周期元素符号，画出原的元素为例来研究同周期元素得失电子能力子结构示意图。

的递变。

【板演】请写出第3周期元素的名称和元素符号。

总结出第三周期【媒体展示】第3周期元素原子结构示意图。

元素原子结构的【提问】第三周期元素原子结构存在哪些相相同点和递变性。

同点和递变性？【板书】1.第三周期元素原子结构相同点：电子层数相同。

学生代表发言递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数依次增多；原子半径依次减小。

【讨论】由第三周期元素的原子结变推测第三周期元素得失电子能力的递变【转折】理论推测需实验来验证，重点内容是设计实验方案，实施实来验证我们的预测。

同周期同主族元素性质的递变

① 入然 m直o向少至后l·一量过逐L支M量滴-1g试滴,CNl观a管加2O溶察H中1溶液现加液,象。②量加至向A1过l另量Cmlo一,3l溶观·支液察L试-,1现然管N象a后中O。H逐加溶滴入液滴少直
_产__生___白__色__沉__淀__。_
_先__产___生__白__色__沉__淀___,_后 _白__色___沉__淀__溶__解__。_
_M_g_(_O_H__)_2不___溶__于__N_a_O__H_溶__液__;_A_l_(__O_H_)_3_溶于 _N_a_O_H__溶__液__,_显__示___两__性_ ,
_故__碱__性___:_M_g_(_O_H_)_2_>_A_l__(_O_H_)_3。 _证__明___金__属__性__:_M__g_>_A_l_。
3.通过本实验活动,你对原子结构与元素性质的关系及
元素周期律(表)有什么新的认识? 提示:结构决定性质,同周期或同主族的原子半径呈现周期性变化,故元素的性质也呈现周期性变化。
_向__N_a__I_溶__液__中__滴_ _入__橙___色__的__溴__水__后__ , _溶__液___变__褐__色__。_ _2_N_a_I_+_B_r__2 _=__=_== _2_N_a_B_r_+_I_2
卤素单质的氧化性:Cl2>Br2>I2。
2.同周期元素性质的递变溶液,观察现象。应对照。
_钠__熔___成__小__球__,_浮___于__水__面_ , 实 _四__处___游__动__,_有__“___嘶__嘶__”__的验 _响__声___,_反__应__后__溶___液__加__酚__酞现 _变__红___。__银__白__色___的__镁__条__表__面象 _附__着___了__少__量__无___色__气__泡__,_滴

化学认识同周期元素性质的递变规律 2.20

【交流研讨】
2. 你知道判断元素的原子得电子能力（元素的非金属性）的强弱依据（事实）有哪些吗？
①比较元素的单质与氢气化合的难易。反应越容易发生，得电子能力越强。 ②比较氢化物的稳定性。氢化物越稳定，得电子能力越强。 ③比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，得电子能力越强。 ④根据置换反应判断。若An- +B→A+Bm⑤非金属阴离子的还原性强弱。还原性越强，其对应的非金属元素原子的得电子能力越弱。
交流研讨：
Na Mg Al Si P S
Cl Ar
1.第3周期元素的原子结构有什么特点？
2.第3周期元素原子失电子能力或得电子能力，按照原子序数递增的顺序如何变化？
实验探究比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力
的相对强弱
方法导引
试剂：金属钠（切成小块），表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2 溶液，AlCl3溶液，蒸馏水
2.下列有关元素性质的递变规律正确的是（ B）
A. 第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 B. HCl、H2S、PH3的稳定性逐渐减弱 C. 第3周期自左往右原子和离子半径均依次减小 D. 向MgCl2溶液中加入金属钠发生 2Na+MgCl2==
2NaCl+Mg , 所以金属性： Na＞Mg
阅读课本P21 ，完成表格内容
第3周期非金属元素
Si
单质与氢气化合的难易
方法导引
由P难到比易较元S素原子得电子C能l 力的常
用方法：
化学式气态氢化物
SiH4
稳定性
P由H弱3 到(其1强元)单素H质的2与S原氢子气得化电合H子反C能应l力越越容强易。，

认识同周期元素性质的递变规律

【微点拨】原子失电子能力的强弱与失去电子数的多少无关,而与其核电荷数和原子半径大小有关。
2.硅、磷、硫、氯单质及化合物性质的比较：
元素单质与H2化合的条件
Si 高温
P
S
较高温度需加热
容易
Cl _点__燃__或__光__照__
气态氢化物的稳定性
SiH4 很不稳定
PH3 不稳定
H2S 较不稳定
(4)金属与盐溶液反应,较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强,失电子能力越强。
2.元素原子得到电子能力的判断依据： (1)同周期的非金属元素,从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强,得电子能力越强。
6.(LK必修2·P26改编)元素X的单质的分子是双原子分子X2；元素X的单质与金属镁反应时元素X的原子形成-1价的阴离子。下列说法中不正确的是( ) A.X是ⅦA族的元素 B.X2可能为气态也可能为液态 C.X的最高化合价一定等于其族序数 D.若X-与Mg2+具有相同的核外电子数,则离子半径X->Mg2+
二、元素原子得失电子能力的判断依据
典题探究：1.(2015·洛阳高一检测)对四种元素G、L、M、R进行如
下实验：
实验
金属
和冷水反应
和2 mol·L-1 盐酸反应
和Rn+的水溶液反应
G
不反应溶解并放
出气体溶解并形
成沉淀
L
慢慢反应溶解并
放出气体
未做实验
M
未做实验
不反应
溶解并形成沉淀
R 未做实验
2.下列所述变化规律正确的是( ) A.Na、Mg、Al还原性依次增强 B.HCl、PH3、H2S的稳定性依次减弱 C.Al(OH)3、Mg(OH)2、NaOH的碱性依次减弱 D.S2-、Cl-、K+、Ca2+半径依次减小

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