高中化学 专题1 第一单元 第2课时 元素周期律 苏教版必修2.docx

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高中化学专题1第一单元第2课时元素周期律苏教版必修2

第2课时　元素周期律

知识条目

必考要求

加试要求

元素周期律（核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和非金属性的周期性变化）

b

b

能力要求

1.通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。

2.初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

一、原子结构及变化规律

1．以11～18号元素为例填写下表：

元素

钠

镁

铝

硅

磷

硫

氯

氩

元素符号

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

原子序数

11

12

13

14

15

16

17

18

族序数

ⅠA

ⅡA

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

0

最外层电子数

1

2

3

4

5

6

7

8

主要化合价

＋1

＋2

＋3

＋4、－4

＋5、－3

＋6、－2

＋7、－1

0

最高正价

＋1

＋2

＋3

＋4

＋5

＋6

＋7

0

原子半径（nm）

0.186

0.160

0.143

0.117

0.110

0.102

0.099

2.观察分析上表，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。

1．已知下列原子的半径：

原子

N

S

O

Si

半径r/10－10m

0.75

1.02

0.74

1.17

根据以上数据，P原子的半径可能是（　　）

A．1.10×10－10mB．0.80×10－10m

C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m

答案　A

解析　根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。

2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是（　　）

A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多

B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高

C．N、O、F原子半径依次增大

D．Na、K、Rb的电子层数依次增多

答案　C

解析　N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。

二、元素周期律

1．钠、镁、铝金属性强弱的比较

（1）按表中实验操作要求完成实验，并填写下表

实验操作

实验现象

实验结论

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

钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

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

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＋2H2O

Mg（OH）2↓＋H2↑

两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中逸出气体的速率较快

镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑

（2）由上述实验可知

①钠、镁、铝置换出水（或酸）中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al；

②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；

③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。

2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较

元素

Si

P

S

Cl

最高价氧化物的化学式

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性

H2SiO3弱酸

H3PO4中强酸

H2SO4强酸

HClO4酸性比H2SO4强

单质与H2反应的条件

高温

磷蒸气与H2能反应

加热

光照或点燃时发生爆炸而化合

氢化物的稳定性

不稳定

受热分解

受热分解

稳定

①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si；

②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3；

③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。

3．结论：

核外电子层数相同，随着原子序数（核电荷数）的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

1.元素金属性强弱的判断

（1）比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。

（2）金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。

2．元素非金属性强弱的判断

（1）比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。

（2）单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。

3．元素周期律

（1）元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

（2）元素的性质包括：

原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等。

（3）元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。

3．回答下列问题：

（1）原子序数为11～17的元素中：

①原子半径最小的元素是________（填元素符号）；

②金属性最强的元素是________（填元素符号）；

③最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸是________（用化学式回答，下同）；

④最不稳定的气态氢化物是________；

⑤最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱是________。

（2）用“>”或“<”回答下列问题：

①酸性：

H2CO3____H4SiO4，H4SiO4____H3PO4；

②碱性：

Ca（OH）2____Mg（OH）2____Al（OH）3；

③气态氢化物稳定性：

H2O____H2S，H2S____HCl。

从以上答案中可以归纳出：

a．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越________；

b．元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越________；

c．元素的非金属性越强，其对应气态氢化物的稳定性越________。

答案　

（1）①Cl　②Na　③HClO4　④SiH4　⑤NaOH

（2）①>　<　②>　>　③>　<　a．强　b．强　c．强

解析　

（1）电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电荷数越小，金属性越强。

①原子半径最小的是Cl；②金属性最强的应为Na；③非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强，氯的非金属性最强，其对应的酸是HClO4；④非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化物最不稳定；⑤金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。

（2）根据单质及其化合物的性质递变判断元素的金属性和非金属性变化规律。

4．已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是（　　）

A．气态氢化物的稳定性：

HX＞H2Y＞ZH3

B．非金属活泼性：

Y＜X＜Z

C．原子半径：

X＞Y＞Z

D．原子最外层电子数：

X

答案　A

解析　本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：

X＞Y＞Z，原子半径：

X＜Y＜Z，原子最外层电子数：

X>Y>Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX＞H2Y＞ZH3。

1．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是（　　）

A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变

B．原子的电子层数增多

C．原子核外电子排布呈周期性变化

D．原子半径呈周期性变化

答案　C

解析　考查元素周期律的本质，明确结构决定性质的规律。

2．下列说法中正确的是（　　）

A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化

B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关

C．从Li―→F、Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价―→＋7价的变化

D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1到8呈现周期性变化

答案　B

解析　元素性质不包括核外电子排布，A错误；O无最高正价，F无正价，C错误；H、He的最外层电子数从1到2，D错误。

3．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中Z所处的族序数是周期数的2倍。

下列判断不正确的是（　　）

A．最高正化合价：

X＜Y＜Z

B．原子半径：

X＜Y＜Z

C．气态氢化物的热稳定性：

Z＜W

D．最高价氧化物对应水化物的酸性：

X＜Z

答案　B

解析　本题考查原子结构、元素周期律。

结合元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置可知，X、W处于第2周期，Y、Z处于第3周期；Z所处的族序数是周期数的2倍，则Z位于第ⅥA族，为S，根据相对位置可知Y为P、X为C、W为F。

X、Y、Z最高正化合价分别为＋4、＋5、＋6，则最高正化合价：

X＜Y＜Z，故A正确；原子半径：

X＜Z＜Y，故B错误；元素非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：

S＜F，则气态氢化物的热稳定性：

Z＜W，故C正确；X、Z分别为C、S，最高价氧化物对应水化物的酸性：

X＜Z，故D正确。

4．前18号元素中，具有相同电子层结构的三种离子An＋、Bn－、C，下列分析正确的是（　　）

A．原子序数关系是C>B>A

B．粒子半径关系是Bn－

C．C一定是稀有气体元素的一种原子

D．原子半径关系是A

答案　C

解析　由于An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，所以原子序数A>C>B，粒子半径An＋B。

5．根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题：

（1）属于金属元素的有__________种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物________（填两种化合物的化学式）。

（2）最高正化合价最高的元素是____________（填元素符号），其最高正化合价为________。

（3）单质既能与HCl反应，又能与NaOH反应的是______（填元素符号），其最高价氧化物对应水化物具有__________（填“酸性”“碱性”或“两性”）。

（4）第3周期中，原子半径最大的是（稀有气体元素除外）________（填元素符号）。

（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性______大于__________________________________

（填化学式）。

答案　

（1）7　K2O、K2O2（KO2也可以）　

（2）Cl　＋7价

（3）Al　两性　（4）Na　（5）NH3　SiH4

解析　前20号元素中，

（1）属于金属元素的共有7种，其中金属性最强的元素是K，K与氧气反应生成的化合物有K2O、K2O2、KO2。

（2）最高正化合价最高的元素是Cl，其最高正化合价为＋7价。

（3）既能与HCl反应又能与NaOH反应的单质是铝，其最高价氧化物对应的水化物是Al（OH）3，具有两性。

（4）同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），故第3周期中，原子半径最大的是Na。

（5）非金属性：

N>P>Si，故NH3的稳定性大于SiH4的稳定性。

[基础过关]

题组一　元素周期律的内容和实质

1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是（　　）

A．化合价

B．原子半径

C．元素的金属性和非金属性

D．相对原子质量

答案　D

解析　由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。

2．下列关于元素周期律的叙述正确的是（　　）

A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现

B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化

C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现

D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化

答案　B

解析　A项错误，K层为最外层时，原子最外层电子数只能从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项，最低化合价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因，而不是其内容。

题组二　元素的化合价与核外电子排布的关系

3．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是（　　）

①C、N、F　②Na、Mg、Al　③F、Cl、Br　④P、S、Cl

A．①③B．②④

C．①④D．②③

答案　B

解析　元素原子的最外层电子数等于其最高正化合价数，但要注意氟元素无正价。

4．元素X、Y可组成化学式为XY3的化合物，则X、Y的原子序数不可能是（　　）

A．3和9B．7和1

C．13和17D．15和17

答案　A

解析　A项中两元素分别为Li、F，只能形成化合物LiF；B项中两元素分别为N、H，可形成NH3分子；C项中两元素分别为Al、Cl，能形成化合物AlCl3；D项中两元素分别为P、Cl，可形成PCl3和PCl5两种化合物。

5．某元素R的原子序数小于18，该元素的原子得到1个电子后形成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，该元素可形成含氧酸HRO3，下列说法中正确的是（　　）

①R元素的最高正价是＋5价　②R元素还可形成其他含氧酸　③R元素原子的最外层电子数为7　④R元素的原子序数为7

A．①②B．②③

C．③④D．①④

答案　B

解析　根据题意，R元素的原子获得1个电子后变成具有稀有气体元素原子的电子层结构的离子，且原子序数小于18，表明R可能为F或者Cl，最外层电子数为7，最高正价为＋7价（此时R为Cl）。

又由于R元素可形成含氧酸HRO3，可见R元素只能是Cl，HRO3为HClO3，还可形成HClO4、HClO等含氧酸。

6．前20号元素中，A元素的最高正价和最低负价的绝对值之差为6，B元素和A元素的原子次外层都有8个电子，BA2在水溶液中电离出电子层结构相同的离子，则BA2是（　　）

A．MgF2B．CaCl2

C．K2SD．Na2O

答案　B

解析　A元素最高正价和最低负价绝对值之差为6，则A元素最外层有7个电子，且次外层有8个电子，故A为Cl。

BA2在水溶液中电离出电子层结构相同的离子，则BA2只能是CaCl2。

题组三　微粒半径大小比较

7．如果将前18号元素按原子序数递增的顺序排列，可形成如图所示的“蜗牛”形状。

图中每个“·”代表一种元素，其中①代表氢元素。

下列说法不正确的是（　　）

A．①～⑦所代表的元素中，共有2种金属元素，5种非金属元素

B．③④⑤代表的元素所形成的化合物中，某些化合物可使酸性高锰酸钾溶液褪色

C．①～⑦所代表的元素中，元素④所形成的简单离子半径最大

D．气态氢化物的沸点及稳定性：

元素④＞元素⑦

答案　A

解析　由图可知，①～⑦所代表的元素分别是H、Be、C、O、Na、Al、Si，有三种金属元素，A错误；③④⑤代表的元素可以形成Na2C2O4（草酸钠），能使酸性高锰酸钾溶液褪色，B正确；这些元素形成的简单离子中，O2－半径最大，C正确；元素非金属性：

O＞Si，所以气态氢化物稳定性：

H2O＞SiH4，由于水分子间存在氢键，所以沸点：

H2O＞SiH4，D正确。

8．下列各组微粒半径大小的比较中，不正确的是（　　）

A．r（K）>r（Na）>r（Li）

B．r（Mg2＋）>r（Na＋）>r（F－）

C．r（Na＋）>r（Mg2＋）>r（Al3＋）

D．r（Br－）>r（Cl－）>r（Cl）

答案　B

题组四　元素金属性与非金属性强弱的判断标准

9．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是（　　）

A．根据金属失去电子的多少来判断，失去电子较多的金属性较强

B．用钠置换MgCl2溶液中的Mg2＋，来验证钠的金属性强于Mg

C．Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应，可说明金属性：

Al>Mg

D．碱性：

NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱

答案　D

解析　应根据金属失去电子的难易来判断金属性强弱，金属越容易失去电子，金属性越强，A项不正确；钠与MgCl2溶液中的水反应生成氢氧化钠，不能置换出镁，B项不正确；不能根据金属与碱溶液的反应来判断金属性的强弱，C项不正确；可以根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性的强弱，D项正确。

10．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是（　　）

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．②⑤B．①②

C．①②④D．①③⑤

答案　A

解析　含氧酸的氧化性不能作为判断元素非金属性强弱的依据；最外层电子数越多，元素的非金属性不一定越强，如非金属性：

O＞Cl，但最外层电子数：

O＜Cl。

[能力提升]

11．

（1）研究表明26Al可以衰变为26Mg，可以比较这两种元素金属性强弱的方法是________。

a．比较这两种元素的单质的硬度和熔点

b．Mg（OH）2属于中强碱，Al（OH）3属于两性氢氧化物

c．将打磨过的镁带和铝片分别和热水作用，并滴入酚酞溶液

d．将空气中放置已久的这两种元素的单质分别和热水作用

（2）某同学认为铝有一定的非金属性，下列化学反应中，你认为能支持该同学观点的是____________。

a．铝片与盐酸反应放出氢气

b．氢氧化铝溶于强碱溶液

c．氢氧化铝溶于强酸溶液

d．铝热反应

答案　

（1）bc　

（2）b

解析　

（1）a项不可以，单质熔、沸点与元素的金属性强弱无关；b项可以，Mg（OH）2比Al（OH）3碱性强，进而说明26Mg比26Al金属性强；c项可以，有镁带的热水中滴入酚酞溶液变为红色，有铝片的热水中滴入酚酞溶液不变色，说明镁与热水反应生成了Mg（OH）2，铝与热水反应不明显，证明26Mg比26Al金属性强；d项不可以，在空气中放置已久的镁和铝，都在表面形成致密的保护膜，使得镁和铝不能与热水接触发生化学反应，则该实验操作不可用作比较镁和铝的金属性强弱。

（2）a项说明铝是较活泼的金属，但不能说明铝具有一定的非金属性；b项能说明氢氧化铝具有一定的酸性，即铝具有一定的非金属性；c项说明氢氧化铝具有一定的碱性，铝具有金属性；d项说明铝的金属性较强，不能说明铝具有一定的非金属性。

12．X、Y、Z、W为1～18号中的四种元素，其最高正价依次为＋1、＋4、＋5、＋7，核电荷数按照Y、Z、X、W的顺序增大。

已知Y与Z的原子次外层的电子数均为2，W、X的原子次外层的电子数均为8。

（1）写出元素的名称：

X________，Z________。

（2）画出原子结构示意图：

Y________，W________。

（3）写出X的最高价氧化物与Z的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：

________________________________________________________________________。

（4）按碱性减弱、酸性增强的顺序写出各元素最高价氧化物对应水化物的化学式：

________、________、________、________。

答案　

（1）钠　氮　

（2）

（3）Na2O＋2HNO3===2NaNO3＋H2O

（4）NaOH　H2CO3　HNO3　HClO4

解析　由Y、Z原子的次外层均有2个电子，结合最高正价知Y为碳元素，Z为氮元素；又知W、X原子次外层均有8个电子，结合最高正价知W为氯元素，X为钠元素。

13．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。

A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。

回答以下问题：

（1）四种元素的符号依次是A________；B________；

C________；D________。

它们的原子半径由大到小的顺序是________________。

（2）分别写出A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式：

________________________________，分别比较酸性或碱性的强弱：

____________________。

（3）分别写出A、B元素的气态氢化物的分子式：

__________________，比较其稳定性：

________________。

答案　

（1）S　Cl　K　Ca　r（K）>r（Ca）>r（S）>r（Cl）

（2）H2SO4、HClO4、KOH、Ca（OH）2　酸性：

HClO4>H2SO4，碱性：

KOH>Ca（OH）2

（3）H2S、HCl　HCl>H2S

解析　因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是（2＋8）×2＝20，为钙元素。

根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素，B为氯元素，C为钾元素。

14．某化学兴趣小组为探究元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。

Ⅰ.

（1）将钠、钾、镁、铝各1mol分别投入到足量的0.1mol·L－1的盐酸中，试预测实验结果：

________________________________________________________________________

与盐酸反应最剧烈，________________与盐酸反应最慢。

（2）将NaOH溶液与NH4Cl溶液混合生成NH3·H2O，从而验证NaOH的碱性大于NH3·H2O，继而可以验证Na的金属性大于N，你认为此设计是否合理？

并说明理由：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

Ⅱ.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。

（3）仪器A的名称为____________，干燥管D的作用是______________。

（4）实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：

装置A、B、C中所装药品分别为________、________、________，装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为

________________________________________________________________________。

（5）若要证明非金属性：

C>Si，则A中加_____