高中化学 第1章 第3节 课时1 认识同周期元素性质的递变规律教案 鲁科版必修2-鲁科版高一必修2化学教案VIP免费

课时1认识同周期元素性质的递变规律目标与素养：1.以第3周期钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律，并能用原子结构的理论加以解释。(宏观辨识与微观探析)2.结合有关数据和实验事实认识同周期元素性质的递变规律。(证据推理与模型认知)一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较元素NaMgAl单质与水反应与冷水剧烈反应与冷水不反应，与沸水缓慢反应与冷水、沸水均不反应单质与盐酸反应－反应剧烈，有大量气泡反应较剧烈，缓慢放出气泡与酸(或水)置换氢越来越难最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH3)两性氢氧化物―――――――→结论NaMgAl失电子能力逐渐减弱2.硅、磷、硫、氯单质及化合物性质的比较元素SiPSCl单质与H2化合的条件高温较高温度需加热点燃或光照―――――――→气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S较不稳定HCl稳定―――――――→最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物的酸性H4SiO4或H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强无机酸――――――→结论从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强二、同周期元素得失电子能力的递变规律1．规律同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。2．理论解释1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。()(2)金属原子失电子越多，还原性越强。()(3)PH3的稳定性比SiH4强。()(4)同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。()[答案](1)×(2)×(3)√(4)×2．下列物质碱性最强的是()A．Fe(OH)3B．Al(OH)3C．NaOHD．Mg(OH)2C[根据金属活动性顺序可知活动性：Na>Mg>Al>Fe，可知NaOH碱性最强。]3．下列能说明非金属性S强于P的是()A．S的颜色比P4的颜色深B．P4在常温下能自燃，而S不能C．酸性：H2SH3PO4D[物理性质不能作为非金属性强弱的比较依据；P4的自燃是其着火点低的缘故，与非金属性无关；H2S不是S的最高价氧化物对应的水化物，不能作为比较的依据。]元素原子得失电子能力强弱的判断依据1．元素原子失去电子能力强弱的判断依据(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。2．元素原子得电子能力强弱的判断依据(1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。(3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。(4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。【典例1】下列有关叙述：①非金属单质M能从N的化合物中置换出非金属单质N；②M原子比N原子容易得到电子；③单质M跟H2反应比N跟H2反应容易得多；④气态氢化物水溶液的酸性HmM＞HnN；⑤氧化物对应水化物的酸性HmMOx>HnNOy；⑥熔点M>N，能说明M比N的非金属性强的是()A．①②③B．②⑤C．①②③④⑤D．全部A[根据非金属单质间的置换反应可推断M比N的非金属性强，故①正确；根据得电子的难易程度可以推断M比N的非金属性强，故②正确；根据单质与H2反应的难易程度可以推断M比N的非金属性强，故③正确；根据气态氢化物水溶液的酸性不能推断M、N的非金属性强弱，故④错误；如果不是最高价氧化物对应水化物的酸性则不能推断M、N的非金属性强弱，故⑤错误；熔点属于物理性质，其高低与化学性质无关，故⑥错误。综合分析应选A。]1不能根据得电子的多少来判断非金属性强弱。2不能根据气态氢化物水溶液的酸性强弱判断非金属性强弱。3必须是最高价氧化物对应的水化物酸性比较才能说明非金属性的强弱。1．下列叙述中一定能说明金属A比金属B的活泼性强的是()A．A原子最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．...