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第14讲 元素周期律
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1．元素的原子结构和化合价的周期性变化。
2．探究11~17号元素性质的变化规律。
3．元素周期律。
【知识梳理】
一、元素的原子结构和化合价的周期性变化
1．原子序数
(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，叫做原子序数。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．原子最外层电子排布的规律性变化
【交流讨论】写出1~18号元素的原子结构示意图，讨论1~18的元素原子核外电子排布有什么规律？
除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。
3．元素原子半径的变化规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。
【交流讨论】
(1)原子半径与原子结构中的哪些因素有关？
电子层数越多，原子半径越大；核电荷数越多，原子核对外层电子的吸引力越强，原子半径越小。
(2)3-9号元素，11-17号元素原子半径递减的原因是什么？
电子层数相同的情况下，随着核电荷数的递增，因为核对外层电子的引力逐渐增强，所以半径逐渐减小。
【即学即练1】(1)比较下列元素的原子半径大小
O_____F Si_____N Na_____K
答案：> > <
(2)比较下列元素的原子半径大小：
C___Na B____N Si___S O___S
答案：< > > <
【课堂探究】比较下列微粒半径的大小：
Na+___Mg2+ Al3+____O2- Cl-____F- K+___Mg2+ Na___Na+ Cl___Cl-
答案：> < > > > <
【归纳小结】简单离子半径的比较方法：
(1)离子的电子层数越多，半径越大；
(2)具有相同电子层结构的离子，核电荷数越多，半径越小；
(3)核电荷数相同的微粒，电子数越多，半径越大。
4．元素化合价的变化规律
【交流讨论】
(1)根据下表中1~18号元素的最高和最低化合价，探究元素的最高和最低化合价随核电荷数变化的规律。
(2)元素的最高化合价和最低化合价与原子结构有什么关系？
(1)1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。
(2)元素的最高化合价与最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系
最高正化合价=最外层电子数（O、F除外）
最低负化合价=最外层电子数-8
最高正化合价+|最低负化合价|=8。
(3)元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因是：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化
【即学即练2】有关原子结构的说法正确的是（ ）
A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化
B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化
C．原子的核电荷数越多，原子半径越大
D．原子核外电子数越多，原子半径越大
答案：B
解析：A选项，H、He元素的最外层电子数由1~2变化，3~18号元素的最外层电子数由1~8重复变化，错误；B选项，从左到右，原子半径逐渐减小，正确；C选项，原子的核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小，错误；D选项，原子半径与核电荷数和电子层数有关，核外电子数越多，表示核电荷数越多，半径越小。
二、探究11~17号元素性质的变化规律
1．元素的金属性和非金属性
(1)元素的金属性和非金属性
元素的金属性是指该元素原子的失去电子能力(还原性)，元素的非金属性是指该元素原子的得到电子能力(氧化性)。
(2)元素的性质的判断方法
利用元素单质及其化合物的某些性质判断元素的金属性、非金属性强弱。
元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应生成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
2．探究元素性质的变化规律
(1)钠、镁、铝与水或酸反应放出氢气的剧烈程度
①钠、镁、铝与水反应
钠与水在常温下剧烈反应，反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑。
镁与水在常温下不反应，加热时反应缓慢，化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑。
铝不能与水反应。
②镁、铝与酸反应
除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。
反应的离子方程式分别为Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑ 、2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑。
③钠、镁、铝与水或酸反应放出氢气的剧烈程度依次减弱，因此金属性强弱顺序为Na>Mg>Al。
(2)硅、磷、硫、氯与氢气化合的难易
硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。
(3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H4SiO4
(H2SiO3)
H3PO4
H2SO4
HClO4
酸碱性强弱
强碱
中强碱
两性氢氧化物
弱酸
中强酸
强酸
酸性更强
11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律：碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
11~17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(4)探究Al(OH)3的两性
Al(OH)3既能与盐酸反应，又能与NaOH溶液反应，是两性氢氧化物。
Al(OH)3与盐酸反应：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O。
Al(OH)3与NaOH溶液反应：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O。
3．11~17号元素性质的变化规律
(1)11~17号元素性质的变化规律
①金属单质与水或酸反应的难易，由易到难；
②非金属单质与氢气化合的难易，由难到易；
③气态氢化物的稳定性逐渐增强；
④最高价氧化的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
由此可以得出结论：随着原子序数的递增，11~17号元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)元素性质变化的根本原因：
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。
【即学即练3】11~17号元素中：
(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号，下同)。
(2)金属性最强的元素是________。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，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是________。
(6)氧化物中具有两性的是________。
答案：(1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al2O3
4．元素金属性和非金属性强弱的判断依据
(1)元素金属性强弱的判断依据
①金属单质与水或酸反应置换出氢的剧烈程度；
②金属单质在盐溶液中置换出其他金属单质的难易；
③元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
(2)元素非金属性强弱的判断依据
①非金属单质与氢气化合的难易及气态氢化物的热稳定性；
②非金属单质置换出其他非金属单质的难易；
③元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
【即学即练4】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：A选项，金属性是指金属原子失去电子的能力大小，不能根据金属失去电子的多少来判断金属性，错误；B选项，Na加入到MgCl2溶液中，Na先和水反应，不能置换出金属Mg，错误；C选项，金属与NaOH溶液不能证明金属性强弱，错误；D选项，金属的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强，正确。
【即学即练5】下列比较元素的非金属性强弱的方法不正确的是（ ）
A．比较Cl、Br的非金属性：将Cl2和Br2分别在一定条件下与氢气反应
B．比较C和Si的非金属性：将CH4和SiH4加热分解
C．比较N和S的非金属性：测定HNO3和H2SO4溶液的酸性
D．比较S和Cl的非金属性：将氯气和H2S混合反应
答案：C
解析：HNO3和H2SO4都是强酸，在现有条件下无法比较它们的酸性。
【即学即练6】设计实验方案，完成下列问题（要求写出操作步骤、实验现象和实验结论）：
(1)比较Mg和Al的金属性强弱
(2)比较C和S的非金属性强弱
答案：(1)取相同大小的Mg和Al条，分别加入同浓度的稀盐酸中，观察产生气泡的速率，Mg比Al快，证明Mg比Al活泼。
(2)将稀硫酸加入Na2CO3溶液中，观察到有无色气体产生，说明H2SO4的酸性比H2CO3强，由此说明非金属性S>C。
三、元素周期律
1．元素周期律的内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律。
2．元素周期律的实质
元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
3．元素的化合价、最高价氧化物及对应的水化物、气态氢化物
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
最高价氧化物
Li2O
BeO
B2O3
CO2
N2O5
最高价氧化物对应水化物
LiOH
Be(OH)2
H3BO3
H2CO3
HNO3
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
CH4
NH3
H2O
HF
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最高价氧化物
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
SiH4
PH3
H2S
HCl
【即学即练7】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，元素最高正化合价均呈现+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个到8个呈现周期性变化
答案：B
解析：A选项，原子核外电子排布不是元素的性质，错误；B选项，元素的化合价与元素的原子结构有关，正确；C选项，由于O、F是活泼非金属元素，没有最高正价，错误；D选项，H、He的电子层数相同，最外层电子数从1~2，错误。故选B。
第14讲 元素周期律 课堂检测
姓名：_____________
1．下列微粒半径大小比较正确的是( )
A．Na<Mg B．K<Na C．Mg2＋<O2－ D．Cl－>S2－
答案：C
2．下列元素的原子半径依次增大的是( )
A．Na、Mg、Al B．Na、O、F
C．P、Si、Al D．C、Si、P
答案：C
3．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－<An＋
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<B
答案：C
解析：根据3种微粒具有相同电子层结构及它们的化合价，可知A、B、C三种微粒的位置关系是，其中C为稀有气体元素。
4．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是( )
A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
答案：D
5．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
6．下列叙述说明金属甲的活动性比金属乙的活动性强的是( )
A．在氧化还原反应中甲原子失去的电子数比乙原子失去的电子数多
B．同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强
C．乙不能够从甲的盐溶液中置换出甲
D．甲能与冷水反应产生氢气而乙只能与热水反应产生氢气
答案：D
7．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；
②碱性：Ca(OH)2____Mg(OH)2；
③气态氢化物稳定性：H2S____HCl。
答案：(1)Cl Na HClO4 SiH4 NaOH
(2)①> ②> ③< （每空0.5分）
第14讲 元素周期律 课时同步练习
A组 基础巩固
1．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( )
A．电子层数 B．最外层电子数 C．最高化合价 D．原子半径
答案 B
2．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．①③ B．②④ C．①④ D．②③
答案：B
3．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
4．已知下列元素的原子半径为
原子
N
S
O
Si
半径/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．0.80×10－10 m B．1.10×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m
答案：B
解析：根据原子半径的变化规律，同周期从左到右，原子半径逐渐减小，r(S)<r(P)<r(Si)，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，r(P)>r(N)，可得r(P)在1.02×10-10m~1.17×10-10m之间，故选B。
5．某元素的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( )
A．4 B．5 C．6 D．7
答案：C
6．下列说法正确的是( )
A．非金属元素的最高化合价不超过该元素的最外层电子数
B．非金属元素的最低负化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．氟原子最外层有7个电子，最高化合价为＋7价
答案 A
7．下列有关说法正确的是( )
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300 ℃时开始分解，H2O在1 000 ℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案：C
8．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．①② B．②③ C．③④ D．①④
答案：B
解析：R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，说明R最外层有7个电子，即最高整洁为+5，由于原子序数小于18，故R为Cl元素，有多种含氧酸，如HClO、HClO3、HClO4等。
9．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________。
(2)它们的原子半径由大到小的顺序是________________（用元素符号表示）。
(3)四种元素的简单离子的半径大小顺序是________________________。
答案：(1)S Cl K Ca (2)K、Ca、S、Cl (3)S2->Cl->K+>Ca2+
解析：A原子有3个电子层，电子数分别为2、8、6，故A为S元素；D原子有4个电子层，电子数分别为2、8、8、2，故D为Ca元素；由于A、B、C、D的能形成离子，且核电荷数依次增多，因此B为S元素、C为K元素。
10．在水溶液中，YO和S2－发生反应的离子方程式如下：
YO＋3S2－＋6H＋===Y－＋3S↓＋3H2O
(1)YO中Y元素的化合价为________价。
(2)Y元素原子的最外层电子数是________。
(3)比较S2－和Y－的还原性：____________。
答案：(1)＋5 (2)7 (3)S2－＞Y－
解析：(1)根据电荷守恒得－n＋(－2)×3＋1×6＝－1，得n＝1，代入YO中求得Y的化合价为＋5价。
(2)由(1)及化学方程式知，Y有＋5价、－1价两种价态，由于Y存在Y－，－1价将是Y元素的最低化合价，其最外层电子数为8－1＝7。另外，由于无法确定＋5价是否为Y元素的最高化合价，所以不能用＋5价确定Y元素原子的最外层电子数。
(3)在该反应中还原剂为S2－，还原产物为Y－，故还原性：S2－＞Y－。
B组 能力提升
1．核电荷数为1—18的元素中，下列叙述正确的是（ ）
A．最外层只有1个电子的元素一定是金属元素
B．核电荷数为9的元素的原子容易获得1个电子
C．最外层电子数为次外层电子数一半的元素一定是非金属元素
D．最外层只有3个电子的元素一定是金属元素
答案：B 解析：A选项，最外层只有一个电子的有H、Li、Na，错误；B选项核电荷数为9的为F元素，F原子最外层有7个电子，易获得1个电子，正确；C选项，满足条件的元素有Li、Si，错误；D选项，最外层有3个电子的元素有B和Al，错误。
2．已知下表是几种常见元素的原子半径数据：
元素
C
O
Na
Mg
Si
原子半径/nm
0.077
0.073
0.154
0.130
0.111
下列说法正确的是( )
A．随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大
B．元素F的原子半径在0.073～0.154 nm之间
C．最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大
D．Mg2＋的半径大于Mg的半径
答案：C
解析：原子核外电子层数相同的元素原子，核电荷数越大，原子半径越小，A项错误；F的原子半径比O的小，即小于0.073 nm，B项错误；最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，C项正确；Mg2＋的半径小于Mg的半径，D项错误。
3．如图是1～18号元素原子(用字母表示)最外层电子数与原子序数的关系图。下列说法不正确的是( )
A．氢化物沸点：H2X＞H2R
B．含氧酸酸性：HWO＞H2RO4
C．气态氢化物的稳定性：HY＞HW＞H2R
D．原子半径：Z＞R＞X＞Y
答案：B
解析：根据图中元素原子最外层电子数与原子序数的关系可知，X为O元素，Y为F元素，Z为Na元素，R为S元素，W为Cl元素。H2X为H2O，H2R为H2S，结合常温下H2O为液态，H2S为气态可知沸点：H2X＞H2R，A正确；HWO为HClO，HClO为弱酸，H2RO4为H2SO4，H2SO4为强酸，酸性：HWO＜H2RO4，B错误；非金属性：F＞Cl＞S，所以氢化物的稳定性HF＞HCl＞H2S，C正确，原子半径Na＞S，O＞F，Na原子、S原子均为3个电子层，O原子、F原子均为2个电子层，故D正确。
4．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，下列说法中不正确的是( )
A．R元素的最高正价是＋7价
B．R元素还可形成其他含氧酸
C．R元素原子的最外层电子数为7
D．R元素的原子序数为7
答案：D
解析：根据R元素的原子获得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，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)，A正确，C正确；又由于R元素可形成含氧酸HRO3，可见R元素只能是氯，HRO3为HClO3，还可形成HClO4、HClO等含氧酸，B正确、D错误。
5．第1～18的六种元素A、B、C、D、E、F，它们的原子序数由A到F依次增大。所有元素中A的原子半径最小。B元素原子的最外层电子数是内层电子数的两倍，C为地壳中含量最多的元素，在1～18号元素中D的原子半径最大，D单质燃烧时呈现黄色火焰，D的单质在加热下与C的单质充分反应，可以得到与E单质颜色相同的淡黄色固态化合物。D与F形成的化合物DF是常用的调味品。试根据以上叙述回答：
(1)元素名称：A__________、B__________、C________、D________。
(2)E的最高价含氧酸的化学式是_______________。
(3)F离子的结构示意图：_______________________。
(4)A、B组成的最简单化合物的名称是_______________。
(5)C、D按原子个数比1∶1组成的一种化合物与水发生反应的化学方程式为_________________________。
(6)能说明E的非金属性比F的非金属性________(填“强”或“弱”)的事实是
___________________________________________________________ (举一例)。
答案：(1)氢 碳 氧 钠 (2)H2SO4
(3) (4)甲烷
(5)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
(6)弱 相同浓度的高氯酸的酸性大于硫酸(合理答案均可)
解析：根据“A的原子半径最小”知A为氢，根据“C为地壳中含量最多的元素”知C为氧，B为第二周期元素为碳，根据“在1～18号元素中D的原子半径最大”知D为钠，Na在O2中燃烧生成的Na2O2为淡黄色，所以E为硫，根据“D与F形成的化合物DF是常用的调味品”知DF为NaCl，则F为氯。
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