元素周期律 第二课时

4.第３周期元素性质的递变规律 （１）Ｎａ、Ｍｇ、Ａｌ与水（或酸）反应
Na
单质与水 （或酸反应）
Mg
Aｌ
剧烈反应， 与冷水反应： 产生 氢气 。
与冷水反应缓慢，与 沸水 反应迅速 ， 与酸反应：与酸反 放出 氢气 ， 应 缓慢 ， 与酸反应 剧烈 ； 放出 氢气 。 。 氢气 放出 Ｍg（ＯＨ）2 Ａｌ（ＯＨ）3
能力强于Y。
(4)非金属阴离子还原性的强弱。非金属阴离子还原性越
强，元素原子得电子能力越弱。 (5)根据两元素化合时电子的转移或化合价判断。一般说
来，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原
子得电子能力强于失去电子而显正价的元素原子，如 S+O2====SO2，则元素原子得电子能力：O>S。
；
(1)元素⑩位于第3周期ⅦA族，为氯元素，其氢化物 的化学式为HCl，元素⑨为硫元素，根据同周期元素性质 的递变规律可知还原性：H2S＞HCl。 (2)元素原子的核外L层比K层多3个电子，则结构 为 ，即核内有7个质子，为N元素。应注 意N2与O2的反应条件——放电，且生成物只能是NO，而不 能为NO2。 (3)矾是指某些含结晶水的金属硫酸盐，故这一类化 合物中含有的共同元素为H、O、S三种。 (4)元素⑧为铝元素，元素③为铍元素，二者性质相 似，所以有Be(OH)2+2NaOH====Na2BeO2+2H2O。根据Be和 Al的位置(对角线)关系，可推知与元素⑦镁元素性质相 似的是处于左上对角线位置的元素②锂元素。
（３）元素周期律
通过以上事实，我们可以归纳出一条规律： 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化 。
这个规律叫做元素周期律。
说明：①元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子 排布 的周期性变化的必然结果。即元素原子核外电子排布 决定元素的 性质 。 化合价 的周期性变化决定了元素性质的周期性变化，也就是原子的 结构 非金属性 ②元素的性质一般指的是元素的 、 金属性 、
D.①②③④⑤
根据判断非金属元素原子得电子能力强弱的方法， ①②③均对，与得电子数目的多少无关，与熔沸点更无关。
3.对四种元素Ｇ、Ｌ、Ｍ、Ｒ进行如下实验：
根据表中所给实验结果，判断这四种金属活动性由强到弱的次
序正确的是
A.Ｌ、Ｇ、Ｒ、Ｍ C.Ｌ、Ｇ、Ｍ、Ｒ B.Ｇ、Ｌ、Ｍ、Ｒ D.Ｌ、Ｒ、Ｇ、Ｍ
1.已知元素的原子序数，可以推知原子的①中子数 ②核电 荷数 ③核外电子数 ④在周期表中的位置，其中正确的 是 （ D ） A.①③ B.②③ C.①②③ D.②③④ 因为原子序数=核电荷数=核外电子数，根据核电荷
数及核外电子数可以写出原子结构示意图，从而得知元素
在周期表中的位置。
2.用“>”“<”或“=”填空
点燃
【例2】下表是元素周期表的一部分：
（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为
HCl
，此氢化
物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性 弱 （填“强”
或“弱”）。
（2）某元素原子的核外L层比K层多3个电子，则该元素的 元素符号是 N ，其单质在一定条件下与O2反应的
化学方程式是 H、O、S
N2+O2====2NO 。
态氢化物的
、最高价氧化物对应的水化物的 酸碱性 ，气 稳定性 等。
思考2：在做镁、铝的有关实验时，为何在实验前用砂纸 磨去它们表面的氧化膜？ 金属镁、铝的表面均易形成保护膜（氧化物薄膜），它们会
影响镁、铝的有关化学反应，因此在实验前一定要用砂纸磨
去它们表面的氧化膜，使实验结果更准确，现象更明显。
微粒半径大小的比较方法： 1.电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小。 2.当电子层结构相同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少 的半径大。如：F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+。 3.对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大； 核外电子数越少，半径越小。如：H-＞H＞H+。 4.同一周期中，从左到右元素的原子半径依次减小。如： Na>Mg>Al。 5.同一主族中，从上到下元素的原子半径逐渐增大。如： Li<Na<K<Rb<Cs。 总的来说，在现阶段对稀有气体元素以外的任何原子或离 子的半径比较规律可总结为“三看”：(1)首先看层，层少半径 小；(2)同层看核，核大半径小；(3)同核看价，价高半径小。
1.具有相同电子层结构的三种粒子Ａｎ＋、Ｂｎ－、Ｃ，下列分 析正确的是 （ C ） A.原子序数关系是：Ｃ＞Ｂ＞Ａ B.离子半径关系是：ｒ（Ｂｎ－）＜ｒ（Ａｎ＋） C.Ｃ一定是稀有气体的一种原子 D.原子半径的关系：Ａ＜Ｃ＜Ｂ 本题的思路是先确定元素在周期表中的位置，然后 根据元素周期表中的递变规律进行分析。因为Ａｎ＋、Ｂｎ－、 Ｃ具有相同的电子层结构，而Ｃ是原子，所以Ｃ为稀有气体 的一种。依据“阴上阳下”可判断Ａｎ＋、Ｂｎ－、Ｃ在周期 表中的位置 ，原子序数Ａ＞Ｃ＞Ｂ，故Ａ错；离 子半 径（径大序小）ｒ（Ｂｎ－）＞ｒ（Ａｎ＋），Ｂ是错误的； 原子半径Ａ＞B。
学点一
元素周期律
1.核外电子排布的周期性 写出１~１８号元素的名称、原子结构示意图。根据原子 结构示意图总结并找出规律。
２
１→８ １→８
８ ８
３
结论： 核外电子排布 随着核电荷数的增加发生周期性变化。
2.化合价的周期性变化 标出１~１８号元素的化合价，找出规律。
+1 +1 -4 +1 +4 +4 -1 +5 -1 +5
放电
。
（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是
（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素
③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。写出元素③的氢氧 化物与NaOH溶液反应的化学方程式：
Be（OH）2+2NaOH====Na2BeO2+2H2O
又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是 Li （填元素符号）。
最高价氧化物 对应的水化物 碱性强弱
ＮaＯＨ 强 碱
中强
碱
两性氢氧化物
结论：Ｎａ Ｍｇ Ａｌ 金属性减弱
⑵Ｓｉ、Ｐ、Ｓ、Ｃｌ四种元素性质的比较
Ｓｉ 单质与氢气 反应的条件 最高价氧化 物对应的水 化物（含氧 酸）酸性强弱 Ｐ 磷蒸气 与 氢气能反应 Ｓ Ｃｌ 光照 或 点燃 时发
高温
加热
生爆炸而化合
(4)通过金属阳离子的氧化性强弱来判断，一般对主族元素 而言，最高价阳离子的氧化性越强，则元素原子的失电子能力 越弱。
2.元素原子的得电子能力强弱的判断 (1)比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化 物的稳定性，一般说来，反应越容易进行，生成的气态氢化物 越稳定，元素原子得电子的能力越强。 (2)比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性，酸性越强， 元素原子得电子的能力越强。 (3)通过非金属单质间的置换反应，若非金属X能把非金属 Y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属X得电子
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学点二
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表根据原子结构编排，原子结构决定元素性质， 因此元素在元素周期表中的位置、原子结构、元素性质之间存 在着相互对应的关系。
（１）原子结构与元素在周期表中的位置的关系 电子层数＝
最外层电子数＝
周期数 主族序数 价电子数
（２）主族元素的化合价 最高正价＝ 最外层电子数 ＝
（
C ）
从实验现象及结果推断。从与冷水反应情况可知Ｌ比
Ｇ金属性强；从与２ ｍｏｌ· Ｌ－１的盐酸反应情况可知Ｇ、Ｌ
是较活泼的金属，Ｍ、Ｒ是不活泼金属；Ｍ在Ｒｎ＋的溶液中溶 解并形成沉淀，即Ｍ置换Ｒ，Ｍ比Ｒ活泼，故选Ｃ。
Ｈ２ＳＯ４ 强 酸 ＨＣｌＯ４ 强 酸，比 H2SO4酸 性 强 。
Ｈ２ＳｉＯ３ 弱 酸
Ｈ３ＰＯ４ 中强 酸
结论：Ｓｉ Ｐ Ｓ Ｃｌ 非金属性增强
非金属 性呈现周期性 结论：a.随着原子序数的递增，元素的金属 性、 的变化。 b.同周期随着原子序数的递增，元素最高价氧化物对应的水化物 碱性逐渐 减弱 ，酸性逐渐 增强 。
。
②同一主族：从上到下，核电荷数依次增多，电子层数
依次增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐
则失电子能力逐渐 增强 因此金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 族的碱金属元素，从上到下，金属性逐渐
减弱
，
，得电子能力逐渐 减弱 ， 。如第ⅠＡ 增强 ， 。
第ⅦＡ族的卤族元素，从上到下，非金属性逐渐 减弱 右上方 位置是最活泼的非金属元素——氟。
+7
-4
结论：随着原子序数的递增，元素 化合价 也呈现周期 性变化。
3.原子半径的递变规律
总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径 减小 逐渐 ，呈现周期性变化。
思考1：如何比较微粒半径的大小？ （１）原子半径的大小主要由核外电子层数和原子核对核外电 子的作用两方面因素决定。一般来说，电子层数越多的原子， 其半径越大；反之，电子层数越少的原子半径越小。当电子层 数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小。如： ｒ（Ｎａ）＞ｒ（Ｍｇ）＞ｒ（Ａｌ）＞ｒ（Ｓｉ）。 （２）最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增 大而增大。如：ｒ（Ｌｉ）＜ｒ（Ｎａ）＜ｒ（Ｋ），ｒ（Ｆ） ＜ｒ（Ｃｌ）＜ｒ（Ｂｒ）＜ｒ（Ｉ）。 （３）随着原子序数的递增，同一周期的元素（除稀有气体外） 的原子半径总是重复着由大到小的周期性变化规律。 （４）核外电子排布相同的离子，随核电荷数增大，半径减小。 如：ｒ（Ｏ２－）＞ｒ（Ｆ－）＞ｒ（Ｎａ＋）＞ｒ（Ｍｇ２＋） ＞ｒ（Ａｌ３＋）。 （５）同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子＜原子＜阴离 子，并且价态越高的粒子半径越小。 如：ｒ（Ｎａ）＞ｒ（Ｎａ＋）；ｒ（Ｃｌ）＜ｒ（Ｃｌ－）； ｒ（Ｈ＋）＜ｒ（Ｈ）＜ｒ（Ｈ－）； ｒ（Ｆｅ３＋）＜ｒ（Ｆｅ２＋）＜ｒ（Ｆｅ）。
【例1】Ａ＋、Ｂ２＋、Ｃ－、Ｄ２－四种离子具有相同的电子层 结构。现有下列排列顺序，四种离子的半径由大到小及四 种元素原子序数由大到小的顺序分别是 （B ） ①Ｂ２＋＞Ａ＋＞Ｃ－＞Ｄ２－ ②Ｃ－＞Ｄ２－＞Ａ＋＞Ｂ２＋ ③Ｂ２＋＞Ａ＋＞Ｄ２－＞Ｃ－ ④Ｄ２－＞Ｃ－＞Ａ＋＞Ｂ２＋ A.①④ B.④① C.②③ D.③② 在周期表中位置为 相同的离子，其核电荷数越大，半径越小。 ，对电子层结构
③周期表中 左下方 位置是最活泼的金属元素——钫，
④金属元素与非金属元素之间没有严格的分界线，位于 金属性 “分界线”附近的元素，既有一定的 ，又有 非金属性 一定的 。
（４）由于在周期表中位置靠近的元素其性质相近。在周
期表一定区域内寻找新元素，发现物质的新用途被视为一种相 当有效的方法，如在周期表中金属与非金属的分界处，可以找 出半导体材料 。通常用来制造农药的元素氟、氯、硫、磷 等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内。人们还可在过渡 耐高温 、 耐腐蚀 的合 元素中寻找 催化剂 和 金材料。
酸性：H2CO3 氧化性：Cl2
> H2SiO3,碱性：NaOH >
I2，还原性：S2-
> Mg(OH)2, >
Cl-。
3.R是元素周期表中第五周期第ⅦA族的元素，关于R的叙述不 正确的是 A.R是一种非金属元素 （C）
B.R的单质在常温下是一种深颜色的固体
C.R的氢化物很稳定 D.R的最高价氧化物对应的水化物是一种酸 根据题意知，R是卤族元素，卤族元素氢化物的稳定 性依次减弱，故C项错误。
负化合价＝－（８－ 主族序数
（３）元素的金属性、非金属性
）＝主族序数－８
①同一周期：从左到右，核电荷数依次增多，而电子层数 增强 相同，故原子核对最外层电子的吸引力逐渐 ，则 失电子能力逐渐 减弱 此元素的金属性逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 减弱 ，因 。如 ；Ｓ
第三周期中，Ｎａ、Ｍｇ、Ａｌ的金属性逐渐 增强 ｉ、Ｐ、Ｓ、Ｃｌ的非金属性逐渐
2.甲、乙两种非金属元素，能说明甲比乙的得电子能力强的 是 ①甲比乙容易与H2化合 ②甲原子能与乙阴离子发生置换反应 ③甲的最高价氧化物对应的水化物的酸性比乙的最高价氧化 （ C ）
物对应的水化物的酸性强
④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多 ⑤甲的单质熔、沸点比乙的低
A.只有④ B.只有⑤
C.①②③
1.元素原子的失电子能力强弱的判断
(1)比较元素的单质跟水(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的水化物的碱性强弱，一般
说来，碱性越强，元素原子失电子能力越强。 (3)通过金属单质间的置换反应，若X金属能把Y金属从它
的盐溶液中置换出来。则X金属原子的失电子的能力比Y的强。