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第二節 元素周期律
第1課時：元素性質的周期性變化規律
第四章 物質結構 元素周期律
1～18號元素性質的周期性變化規律
01
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
02
學習目標
1.結合有關數據和實驗事實認識原子結構核外電子排布、元素最高化合價和最低化合價、原子半徑等隨元素原子序數遞增而呈周期性變化的規律。
2.以第三周期元素為例，認識同周期元素的金屬性、非金屬性等隨元素原子序數遞增而呈周期性變化的規律，建構元素周期律。
3.通過實驗探究，歸納同周期元素金屬性、非金屬性變化規律，學會判斷元素金屬性、非金屬性的強弱的基本方法，進一步發展抽象、歸納以及演繹、推理能力。
通過對堿金屬元素、鹵素的原子結構和性質的研究，我們已經知道元素周期表中同主族元素的性質有著相似性和遞變性。同主族元素由上到下原子核外電子層數依次增加，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。那么，周期表中同周期元素的性質有什么變化規律呢？
周期 族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
半徑增大
金屬性增強
非金屬性減弱
從左到右，周期性變化規律？
1～18號元素性質的周期性變化規律
1～18號元素性質的周期性變化規律
活動一、1～18號元素原子的電子排布、原子半徑和主要化合價
(稀有氣體除外)
任務一、閱讀教材P107-108頁內容，觀察表4-5，比較、分析，思
考原子序數與原子隨外層電子數的變化有何規律？完成表格內容。
周期序號 原子序數 電子層數 最外層電子數 結論
第一周期
第二周期 第三周期 1→2
3→10
11→18
1
2
3
1→2
1→8
1→8
同周期由左向右元素的原子最外層電子數逐漸增加(1→8)
1～18號元素性質的周期性變化規律
【規律】隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布呈現周期
性變化.如下圖所示：
1～18號元素性質的周期性變化規律
任務二、閱讀教材P107-108頁內容，觀察表4-5，思考原子序數與
原子半徑的關系，并作出原子序數與原子半徑的函數圖象，可得
出什么結論？完成表格內容。
周期序號 原子序數 原子半徑(nm) 結論
第一周期 ……
第二周期 第三周期 同周期由左向右元素的原子半徑逐漸減小 (不包括稀有氣體)
1→2
3→9
11→17
0.152→0.071
由大→小
0.186→0.099
由大→小
1～18號元素性質的周期性變化規律
【規律】隨著原子序數的遞增，元素的原子半徑由大到小（原子核對核外電子的引力逐漸增大）呈現周期性變化。如下圖所示：
1～18號元素性質的周期性變化規律
任務三、閱讀教材P107-108頁內容，觀察表4-5，作出原子序數與元素
化合價函數圖象，由此可得出什么規律？并完成表格內容
①原子序數與元素化合價函數圖象（橫坐標---原子序數，縱坐標---元素的主要化
合價）。如下圖：
1～18號元素性質的周期性變化規律
②同周期主族元素的主要化合價
周期序號 原子序數 主要化合價 第一周期 如圖所示：
第二周期 第三周期 1
＋1
3→9
最高價＋1→＋5(不含O、F) 最低價－4→－1
11→17
最高價＋1→＋7 最低價－4→－1
1～18號元素性質的周期性變化規律
【規律】隨著原子序數的遞增，元素的主要化合價呈現周期性變化。具體表現：
①隨著元素核電荷數的遞增，同一周期元素的最高正價呈現由+1到+7、最低負
價呈現由－4到－1的周期性變化；
②最外層電子數=最高正價；最高正價＋|最低負價|＝8（H、O、F除外）；
③主族序數＝最高正價＝最外層電子數(O、F除外)。
【溫馨提示】金屬無負價；H最高價為＋1，最低價為－1；O無最高正價，最低價為－2；F無正化合價，最低價為－1
對應訓練
【典例1】對于原子核外電子層數為3的元素，隨著最外層電子數的增
大，下列說法中錯誤的是（ ）
A．原子半徑逐漸減小 B．原子的失電子能力逐漸增強
C．最高正化合價逐漸增大 D．元素的非金屬性逐漸增強
B
【解析】原子核外電子層數為3的元素，隨著最外層電子數的增大，原子半徑依次減小，A正確；原子核外電子層數為3的元素，隨著最外層電子數的增大，原子得電子能力依次增強，B錯誤；原子核外電子層數為3的元素，隨著最外層電子數的增大，最高正化合價逐漸增大，C正確；原子核外電子層數為3的元素，隨著最外層電子數的增大，元素的非金屬性逐漸增強，D正確；故選B。
下列敘述正確的是(　　)
A．X、Y元素的金屬性：XB．一定條件下，Z單質與W的常見單質直接生成ZW2
C．Y的最高價氧化物對應的水化物能溶于稀氨水
D．一定條件下，W單質可以將Z單質從其氫化物中置換出來
對應訓練
【典例2】幾種短周期元素的原子半徑及主要化合價如下表：
D
【解析】根據提供的原子半徑和主要化合價，可以推斷X為Mg，Y為Al，Z為N，W為O。金屬性Mg>Al，A項錯誤；N2和O2在放電的條件下生成NO，B項錯誤；Al的最高價氧化物對應的水化物為Al(OH)3，不能溶于稀氨水，C項錯誤；NH3在純氧中燃燒:4NH3＋3O2=2N2＋6H2O，O2從NH3中置換出N2，D項正確。
元素代號 X Y Z W
原子半徑/pm 160 143 75 74
主要化合價 ＋2 ＋3 ＋5、＋3、－3 －2
1～18號元素性質的周期性變化規律
活動二、元素原子核外電子排布、原子半徑和化合價周期性變化規律
任務一、結合教材P108頁“思考與討論”，回答元素原子的核外電子排
布、原子半徑和化合價各呈現什么規律性的變化？完成表格內容。
原子序數 電子層數 最外層電子數 原子半徑的變化（稀有氣體除外） 最高或最低化合價的變化
1～2 ————
3～10
11～18
結論 隨著原子序數的遞增，原子的核外電子排布、原子半徑、化合價均呈現周期性的變化。
1
2
3
1→2
1→8
1→8
大→小
大→小
+1→0
+1→+5、-4→-1→0
+1→+7、-4→-1→0
1～18號元素性質的周期性變化規律
任務二、拓展探究：影響原子半徑大小的因素有哪些？如何比較微粒
半徑的大小？
①電子層數相同，質子數越多，吸引力越大，半徑越小；最外層電子數相同，電
子層數越多，電子數越多，半徑越大。
②“三看”比較微粒半徑的大小：
“一看”微粒的電子層數，電子層越多則微粒半徑一般越大；
“二看”微粒的核電荷數，電子層數時，核電荷數越大則微粒的半徑一般越小；
“三看”最外層電子數。電子層數和核電荷數相同時，最外層電子數多，半徑越
大；反之，半徑越小。
③核外電子排布相同的微粒（電子層數相同、各電子層上的電子數分別相同），
r(陽離子)1～18號元素性質的周期性變化規律
【歸納小結】
簡單粒子半徑大小的比較方法
同周期
同主族
同元素
同結構
序數大半徑小
序數大半徑大
價態高半徑小
序數大半徑小
同主族元素原子半徑、離子半徑隨原子序數增加而增大。如r(Li)同周期主族元素原子半徑隨原子序數增加而減小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)
同一價態不同粒子半徑，價態越高（帶正電荷越多），半徑越小。如r(Fe3+)電子層結構相同的離子，半徑隨原子序數的增大而減小。如r(Al3+)對應訓練
【典例1】元素的性質呈周期性變化的根本原因是
( )
A．相對原子質量遞增，量變引起質變
B．原子半徑呈周期性變化
C．原子核外電子排布呈周期性變化
D．元素的最高正化合價呈周期性變化
C
【解析】元素的性質呈周期性變化，根本原因是原子核外電子排布呈周期性變化，故答案選C。
對應訓練
【典例2】下列關于Na、Mg、S、Cl元素及其化合物的說法正確的
是（ ）
A．NaOH的堿性比 Mg(OH)2 的弱 B．原子半徑r∶ r(Cl)>r(S)>r(Na)
C．Cl2得到電子的能力比 S 的弱
D．原子的最外層電子數∶n(Cl)> n(S)> n(Mg)
D
【解析】同一周期，從左到右，金屬性減弱，金屬性鈉大于鎂，所以堿性：NaOH> Mg(OH)2 ，A錯誤；同一周期，從左到右，原子半徑逐漸減小，所以原子半徑r∶ r(Cl) n(S)> n(Mg)，D正確；故選D。
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
活動一、預測第三周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
任務一、討論交流：回顧已學知識，思考判斷元素金屬性和非金屬性
強弱的依據有哪些？
金屬性強弱的判斷方法
①原子結構
電子層數越多，最外層電子數越少，金屬性越強。
金屬活動性順序表中越靠前的金屬性越強，反之金屬性越弱。
②金屬活 動性順序
③單質與水或酸反應
與水或酸反應難易：Na＞Mg，則金屬性Na＞Mg。
④最高價氧化物對應 的水化物的堿性強弱
堿性：NaOH＞Mg(OH)2，則金屬性Na＞Mg。
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
非金屬性強弱的判斷方法
③氣態氫化物的穩定性
氣態氫化物越穩定非金屬性越強。如穩定性:HCl>H2S，則非金屬性:
Cl>S。
單質與氫氣化合時，生成氣態氫化物越容易，元素的非金屬性越強。如F2與H2混合，暗處就會爆炸，而Br2與H2反應時，需要加熱。則非金屬性：F>Br。
①單質與 氫氣反應
②最高價氧化物的水化物的酸性強弱
最高價氧化物水化物酸性越強，非金屬性越強。如酸性：HClO4>H3PO4，則非金屬性:
Cl>P。
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
任務二、問題探究：根據第三周期元素原子的核外電子排布規律，
你能推測出該周期元素金屬性和非金屬性的變化規律嗎？
①第三周期元素原子結構特點：
鈉 Na
鎂 Mg
鋁 Al
硅 Si
磷 P
硫 S
氯 Cl
氬 Ar
②根據結構決定性質：電子層數相同，核電荷數增大→原子半徑逐漸減小→
原子核對最外層電子的引力逐漸增強→失電子能力減弱，得電子能力增強→
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
對應訓練
【典例1】下列敘述中，能肯定A金屬比B金屬活潑性強的是(　　)
A．A原子的最外層電子數比B原子的最外層電子數少
B．A原子的電子層數比B原子電子層數多
C．1 mol A從酸中置換出的H2比1 mol B從酸中置換出的H2多
D．常溫時，A能從冷水中置換出H2，而B不能
D
【解析】 選項A中只指出A、B兩種元素原子的最外層電子數的多少，不能確定A、B的金屬性強弱；選項B中指出了A、B原子的電子層數的多少，但電子層數少的原子的金屬性不一定比電子層數多的金屬性弱；選項C中沒有說明反應的劇烈程度，與酸反應生成氫氣多的金屬活潑性不一定強；選項D正確，只有很活潑的金屬在常溫下能與冷水反應。
對應訓練
【典例2】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子結構和元素
的性質，下列說法正確的是（ ）
A．同一元素不可能既表現金屬性，又表現非金屬性
B．短周期元素形成離子后，最外層電子都達到8電子穩定結構
C．元素周期表中同一周期元素電子層數相同
D．金屬性強的金屬都可以把金屬性弱的金屬從水溶液中置換出來
C
【解析】 同一元素比如氫元素，既能表現金屬性，又能表現非金屬性，A不正確；短周期元素形成離子后，最外層電子不一定達到8電子穩定結構。比如H、Be等元素，B不正確；周期數=電子層數，所以元素周期表中同一周期元素，電子層數相同，C正確；如果金屬能與冷水反應，則金屬性強的金屬不能把金屬性弱的金屬從水溶液中置換出來，D不正確。
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
活動二、實驗驗證第三周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
任務一、根據教材P109頁“探究”欄目內容，完成實驗或觀看實驗視頻，
根據實驗現象，分析實驗原理，填寫表格內容。
①Na、Mg、Al金屬性強弱比較
Na Mg Al
與水（或酸）反應的現象
劇烈程度 最高價氧化物對應水化物的堿性強弱
結論 ① 最高價氧化物對應的水化物的堿性： ② 金屬性： 與冷水劇烈反應，放出大量的熱，并產生氣體
與冷水幾乎不反應，與沸水緩慢反應，與酸劇烈反應
與沸水反應很慢，與酸反應較快
隨著核電荷數減小，與水（或酸）反應越來越劇烈
NaOH強堿
Mg(OH)2中強堿
Al(OH)3兩性氫氧化物
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
Na>Mg>Al
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
②Si、P、S、Cl非金屬性強弱比較
Si P S Cl
與氫氣反應 條件
變化規律 氣態氫化物 熱穩定性
變化規律 最高價氧化物水化物 酸性
變化規律 結論 非金屬性： Cl>S>P>Si
隨著核電荷數增加，最高價氧化物對應水化物的酸性越來越強
H2SiO3弱酸
H3PO4中強酸
H2SO4強酸
HClO4（最強的無機含氧酸）
隨著核電荷數增加，氣態氫化物越來越穩定
SiH4很不穩定
PH3不穩定
H2S受熱分解
HCl穩定
隨著核電荷數增加，與氫氣化合越來越容易
高溫
磷蒸氣與H2能反應
需加熱
光照或點燃時發生爆炸
同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規律
任務二、討論交流：閱讀教材P110第1、2自然段，思考元素周期
律的定義、內容與實質分別是什么？
①同一周期元素，電子層數相同，從左到右，核電荷數依次增多，最外層電
子數逐漸增多，原子半徑逐漸減小，越容易得到電子形成穩定結構，非金屬
性逐漸增強，金屬性逐漸減弱。
②元素周期律的定義：元素的性質隨原子序數的遞增而呈周期性的變化。
③元素周期律的內容：原子半徑、主要化合價、金屬性和非金屬性等。
④元素周期律的實質：元素原子的核外電子排布的周期性變化。即元素原子
核外電子排布的周期性變化決定了元素性質的周期性變化。
對應訓練
【典例1】下列有關性質的比較，不能用元素周期律解釋的是（ ）
A．堿性：NaOH＞LiOH B．酸性：H2SO4＞H3PO4
C．熱穩定性：Na2CO3＞NaHCO3 D．非金屬性：Cl＞S
【解析】A項，同一主族從上到下，元素的最高價氧化物對應水化物堿性逐漸增強，則堿性：NaOH＞LiOH，能用元素周期律解釋，不符合題意；B項，同一周期從左到右，元素的最高價氧化物對應水化物酸性逐漸增強，則酸性：H2SO4＞H3PO4，能用元素周期律解釋，不符合題意；C項，碳酸氫鈉受熱分解生成碳酸鈉，熱穩定性：Na2CO3＞NaHCO3，不能用元素周期律解釋，符合題意；D項，同周期從左到右元素的非金屬性依次增強，非金屬性：Cl＞S，能用元素周期律解釋，不符合題意。
C
對應訓練
【典例2】W、X、Y、Z是4種常見的短周期元素，其原子半徑隨原
子序數變化如圖所示。已知W的一種核素的質量數為18，中子數為
10；X和氖原子的核外電子數相差1；Y的單質是一種常見的半導體
材料；Z的非金屬性在同周期元素中最強，下列說法正確的是(　　)
A．X的非金屬性是同周期中最強的
B．對應氣態氫化物的穩定性：Y>Z
C．對應簡單離子半徑：X>W
D．Y的氧化物能與X的最高價氧化物對應的水化物反應
D
對應訓練
【解析】根據條件可知，W的原子序數是8，則W是氧元素，又因為W、X、Y、Z的原子序數遞增，原子半徑X最大，且X和氖原子的核外電子數相差1，故X是鈉，Y的單質是一種常見的半導體材料，則Y是硅，Z的非金屬性在同周期元素中最強，則Z是氯。X的金屬性是同周期中最強的，A錯誤；對應氣態氫化物的穩定性：Z>Y，B錯誤；氧離子和鈉離子具有相同的核外電子排布，對應簡單離子半徑：W>X，C錯誤；Y的氧化物是二氧化硅，能與X的最高價氧化物對應的水化物氫氧化鈉反應，D正確。
1．下列關于元素周期律的敘述正確的是(　　)
A．隨元素原子序數的遞增，原子最外層電子數總是從1到8重復出現
B．元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化
C．隨元素原子序數的遞增，元素的最高正價從＋1到＋7，負價從－
7到－1重復出現
D．元素性質的周期性變化的根本原因是：原子半徑的周期性變化及
元素主要化合價的周期性變化
B
【解析】 A項錯誤，隨著元素原子序數的遞增，原子最外層電子數在第一周期從1到2，而不是從1到8；B項正確，是元素周期律的內容；C項錯誤，負價一般是從－4到－1，而不是從－7到－1；D項錯誤，核外電子排布的周期性變化是元素性質周期性變化的根本原因。
2．下列敘述中，正確的是（ ）
A．C、N、O元素的單質與氫氣化合越來越難
B．Li、Na、K的氧化物的水化物的堿性依次減弱
C．Na、Mg、Al的簡單離子的半徑逐漸減小
D．P、S、Cl元素的最高正價依次升高，其對應的氣態氫化物的穩定
性依次減弱
C
【解析】 元素的非金屬性：C＜N＜O，則C、N、O元素的單質與氫氣化合越來越易，A錯誤；元素的金屬性：Li＜Na＜K，則Li、Na、K的氧化物的水化物的堿性依次增強，B錯誤；Na+、Mg2+、Al3+的核外電子排布都是2、8，離子核外電子層結構相同。所以Na、Mg、Al的簡單離子的半徑逐漸減小，C正確；元素的非金屬性：P＜S＜Cl，則P、S、Cl元素的最高正價依次升高，其對應的氣態氫化物的穩定性依次增強，D錯誤；故合理選項是C。
3．不能說明鈉的金屬性比鎂強的事實是（ ）
A．鈉的最高化合價為+1，鎂的最高化合價為+2
B．NaOH的堿性比Mg(OH)2強
C．鈉與冷水反應劇烈，鎂與冷水不易反應
D．在熔化狀態下，鈉可以從MgCl2中置換出鎂
A
【解析】 元素的金屬性是指原子失去電子的能力的強弱，與失去電子多少無關，也與化合價無關，故A符合題意；元素的金屬性越強，最高價氧化物對應水化物的堿性越強，則氫氧化鈉的堿性強于氫氧化鎂能說明鈉的金屬性比鎂強的事實，故B不符合題意；元素的金屬性越強，與酸或水反應越劇烈，則鈉與冷水反應劇烈，鎂與冷水不易反應能說明鈉的金屬性比鎂強的事實，故C不符合題意；在熔化狀態下，鈉可以從MgCl2中置換出鎂能說明鈉的金屬性比鎂強的事實，故D不符合題意；故選A。
4．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子結構和元素的性質，
下列說法正確的是( )
A．元素周期表中左下方區域的金屬元素多用于制造半導體材料
B．第三周期主族元素的最高正化合價等于它所處的主族序數
C．短周期元素形成離子后，最外層都達到8電子穩定結構
D．同一主族元素的原子，最外層電子數相同，化學性質完全相同
B
【解析】 元素周期表中金屬與非金屬分界線附近的元素多用于制造半導體材料，故A錯誤；第三周期主族元素的最高正化合價等于最外層的電子數，與它所處的主族序數相等，故B正確；短周期元素形成離子后，最外層不一定都達到8電子穩定結構，如H-的最外層電子數為2，故C錯誤；同一主族元素的原子，最外層電子數相同，但電子層數不同，原子半徑不同，化學性質相似，但不完全相同，故D錯誤；故選B。
【元素周期表中元素性質遞變規律】
內 容 同周期元素（從左到右） 同主族元素（從上到下）
電子層數
最外層電子數
原子半徑
元素主要化合價
金屬性、非金屬性
相同
增多
從1-2 或 1-8
相同
從大到小
從小到大
+1～+7或-4～-1
相同
金減弱,非金增強
金增強,非金減弱
【元素周期表中元素性質遞變規律】
內 容 同周期元素（從左到右） 同主族元素（從上到下）
得失電子能力
單質氧化性與還原性
最高價氧化物對應水化物酸堿性
氣態氫化物的生成與穩定性
失減弱，得增強
失增強，得減弱
還減弱，氧增強
還增強，氧減弱
堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強
堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱
生成由難漸易，
穩定性逐漸增強
生成由易漸難，穩定性逐漸減弱

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