认识同周期元素性质的递变规律

第1课时 认识同周期元素性质的递变规律一、同周期元素原子失电子能力的比较 1．钠、镁、铝失电子能力强弱(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红色。

该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。

(2)实验②中，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。

该实验说明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 ＋2H 2O=====△Mg(OH)2↓＋H 2↑。

(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。

反应的化学方程式为 Mg ＋2HCl===MgCl 2＋H 2↑； 2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑。

(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。

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。

钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。

2．同周期元素原子失电子能力的递变规律在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但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)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。

例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是( )A．比较这两种元素单质的硬度和熔点B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用答案 C解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。

同主族同周期元素性质递变规律探究同主族同周期元素性质递变规律是指在元素周期表中，同一主族（即同一列）和同一周期（即同一横行）的元素，在一定程度上存在着性质的递变规律。

这种递变规律是由于元素的原子结构和电子排布的变化所引起的，以下将对同主族同周期元素性质递变规律进行探究。

1.同主族元素性质递变规律：同一主族的元素具有相似的外层电子配置，因此它们的化学性质有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递增规律：同一主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐增大。

这是因为随着周期数的增加，核电荷数也逐渐增加，而外层电子又在同一能级上，因此电子屏蔽效应增大，使得电子云更加扩散，导致原子半径增大。

(2)电离能递减规律：同一主族元素的第一电离能随着周期数的增加而逐渐降低。

这是由于随着周期数的增加，电子屏蔽效应增强，外层电子离核距离增加，对核的吸引力减弱，因而电子更容易被移去。

(3)电负性递增规律：同一主族元素的电负性随着周期数的增加而逐渐增加。

原子的电负性是指原子吸引价电子的能力，而原子的吸引力与原子半径和核电荷数有关。

同一主族元素的核电荷数逐渐增加，而半径逐渐变大，使得同一主族元素的电负性增加。

2.同周期元素性质递变规律：同一周期的元素具有相似的内层电子配置，因此它们的化学性质也有很多共同点。

主要有以下几个规律：(1)原子半径递减规律：同一周期元素的原子半径随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

这是由于周期数的增加，进一层的电子壳不断增加，而内层电子壳并没有明显增加，因此电子云边界更加靠近核，使得原子半径减小。

(2)电离能递增规律：同一周期元素的第一电离能随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐增大。

这是由于主量子数的增加，原子中的价电子离核距离增加，外层电子屏蔽效应增强，导致原子对电子的吸引力增大，因而电子更不容易被移去。

(3)电负性递减规律：同一周期元素的电负性随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。

非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律2.3.几个规律:①.金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。

② .半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大③ .元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；④. 熔沸点高低的比较：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥ .电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式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)ⅤA族。

《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。

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【教材整体分析】本节在学生学习了原子结构、元素周期律、元素周期表和大量元素化合物知识之后，通过探究第三周期元素原子得失电子能力的递变规律，使学生学习同周期元素性质的递变规律，通过整合ⅶA族元素及化合物的性质和探究金属钾的性质，使学生学习同主族元素性质的递变规律。

让学生了解元素周期律，认识元素周期表，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质(即位、构、性)的关系，初步学会在元素周期律和元素周期表的指导下探究化学知识的学习方法；对化学1和初中学过的元素化合物知识进行整合；同时体会元素周期律、元素周期表在指导生产实践中的意义【教学目标】1. 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】1. 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；2. 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】第三节元素周期表的应用一、同周期元素性质的递变1. 第三周期元素原子结构相同点：电子层数相同。

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。

2. 设计实验方案3. 结论：⑴金属性： Na＞Mg＞Al碱性： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3Na、Mg、Al失电子能力依次减弱。

⑵氢化物稳定性： SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性强弱顺序： H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4Si、P、S、Cl四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。

第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律[目标导航]1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。

2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。

3.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。

4.初步学会利用元素周期表。

一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象钠与冷水反应，反应方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2＋H2↑；铝与水不反应镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快镁、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↑比较NaOH、Mg(O H)2的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3比较NaOH、Al(O H)3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解结论钠、镁、铝元素原子失去电子能力：Na>Mg>Al 2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素Si P S Cl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易由难到易气态氢化物化学式SiH4PH3H2S HCl 稳定性很不稳定不稳定较稳定很稳定由弱到强最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物的水化物化学式H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸强于硫酸由弱到强结论硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si＜P＜S＜Cl 【议一议】1.元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？答案不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。

同周期同主族元素性质的递变规律
原子周期性
1、原子半径：原子半径是指原子核中心与最外层电子外围之间的距离。

它有正规半径和偏半径两种，前者是原子的实际尺寸，后者是用于计
算的有效尺寸，通常更小。

原子半径随原子序数的增加而减小。

2、原子重量：不同元素的原子重量不等，按照原子序数的增加而增加。

3、把原子的结构：原子的结构可以分为核心层，电子层，亲核子层，
超核子层和在核外的电子层。

原子的电子数和核中核子数之间有定律
性关系，元素周期性表中双旗标列出各电子层中电子的大小关系，描
述原子随原子序数增加而能添加电子层的次序。

4、原子电负性：原子电负性指原子在亲核子角或超核子角带出一层负
电子而形成一个负离子，可用布居里氏复合模型来解释，这个取决于
原子核中核子数和电子的大小。

原子的电负性呈周期性变化，变化的
趋势与原子半径的变化趋势一致。

5、化学性质：它是指原子在其他物质作用下產生的相互间的力或作用
的性质。

原子的化学性质与原子的构型有关，根据元素周期性表可知，同一主族元素的原子极性周期性变化，原子的核电荷数随原子序数增
加而增大，原子就逐渐变得更稳定，从而在其他物质作用下更容易发生化学反应。

综合实验1___同周期同主族元素性质的递变同周期、同主族元素性质的递变是指在同一周期或同一主族内的元素，在其原子结构和性质上的递变规律。

本实验旨在通过实验观察和数据分析，验证同周期、同主族元素的递变规律。

实验原理：同周期元素的电子排布相似，拥有相同数量的能级，因此其物理和化学性质有着明显的相似之处。

同主族元素的最外层电子数相同，由于化学反应主要由最外层电子参与，因此同主族元素的化学性质常常有着显著的相似性。

实验步骤：1.准备实验所需的同周期、同主族元素溶液，包括钾(K)、镁(Mg)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)等。

2.在实验器皿中分别取一定量的不同元素的溶液，使其浓度相同。

3.将实验器皿标记好，并按周期表的元素顺序排列，以便进行后续实验观察和数据记录。

4.进行物理性质的观察，包括颜色、物态、溶解性等。

记录并分析观察到的现象。

5.进行化学性质的实验，如元素间的反应性和氧化还原性等。

记录观察到的现象并进行数据分析。

数据记录及分析：1.颜色：同周期的元素颜色呈现出一定的规律。

如钾是白色的，镁是银白色的，氯是黄绿色的，溴是棕红色的，碘是紫黑色的。

可以看出，随着周期数的增加，颜色从白色逐渐变深，从棕红色逐渐变深。

这一递变规律说明了同周期元素的颜色随着原子序数的增加而递变。

2.物态：同周期的元素物态呈现出一定的规律。

如钾和镁为金属，氯为气体，溴为液体，碘为固体。

可以看出，随着原子序数的增加，元素的物态逐渐从金属转变为非金属或在金属中的液体状态转变为固体。

3.溶解性：同一周期内，同主族元素的溶解性有明显的规律。

如钾、镁和氯都能溶解在水中生成溶液，而溴和碘只能在有机溶剂中溶解。

这一规律表明同一周期中元素的溶解性与主族元素的特性有关。

实验结论：通过对同周期、同主族元素性质的观察和分析1.同周期元素的性质递变规律。

同周期元素的颜色、物态和溶解性都随着原子序数的增加而递变。

2.同主族元素的性质相似性。

同主族元素的最外层电子数相同，因此其化学性质有着明显的相似性。