【课件】元素性质的周期性变化规律++课件高一上学期化学人教版（2019）必修第一册+

第四章

物质结构

元素周期律

第二节

元素周期律

周期族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA01234567半径增大金属性增强非金属性减弱从左到右，周期性变化规律？【旧知回顾】还记得同主族从上到下元素性质的变化规律么？同主族元素从上到下，元素的核电荷数逐渐

，电子层数逐渐

，原子半径逐渐

，金属性逐渐

，非金属性逐渐

。增大增多增大增强减弱同主族从上到下，电子层数

（1~7，电子层数=

）同周期从左到右，最外层电子数

（1~8，最外层电子数=

）规律1：随着元素核电荷数的递增，原子的核外电子的排布呈周期性变化【学习任务一】核外电子排布律递增递增周期序数主族序数观察下表：第二、三周期的元素的原子半径。请同学们讨论，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？第二周期LiBeBCNOFNe原子半径/pm1521118877706664—第三周期NaMgAl

SiPSCl

Ar原子半径/pm18616014311711010499—【学习任务二】同周期原子半径律*稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性故没有列出。【学习任务二】同周期原子半径律同主族从上到下，原子半径

。

同周期从左到右，原子半径

。规律2：随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现周期性变化（稀有气体元素除外）递增递减重要！！！①电子层数②原子核对外层电子的引力（核电荷数）③外层电子之间斥力

微粒半径大小取决于【知识补充】原子半径大小的影响因素（一般规律）微粒半径大小的比较规律1）原子半径的比较从上到下，原子半径逐渐增大（电子层数越多）从左到右，原子半径逐渐减小（核电荷数越大）r(Li)<r(Na)<r(K)r(Na)>r(Mg)>r(Al)例：O2－

>F－>Na+>Mg2+>Al3+

(第二周期阴离子）(第三周期阳离子）(3)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径

。(2)电子层结构不同的离子，电子层数越多,半径

。举例:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)电子层n:123r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)n：23452）离子半径的比较(1)同种元素的微粒：阳离子<中性原子<阴离子核外电子数越多，半径

。举例：r(Cl)<r(Cl－)r(H+)<r(H)<r(H－)越大越大越小观察第二、三周期元素的最高正化合价与最低化合价。主族中，同周期从左往右，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低负价由－4到－1递增的变化。（O、F和稀有气体元素除外）同主族从上到下，元素的最高正价和最低负价相同。0+7+6+5+4+3—+2—+1—最高正化合价最低负化合价Ar（氩）Cl（氯）S（硫）P（磷）Si（硅）Al（铝）Mg（镁）Na（钠）11~17号元素0—－1—－2+3—+2—+1—最高正化合价最低负化合价Ne（氖）F（氟）O（氧）N（氮）C（碳）B（硼）Be（铍）Li（锂）3~9号元素+4+5规律3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。－4－3－3－4－2－1【学习任务三】化合价变化律总结①元素最高正价==原子最外层电子数=族序数元素最低负价==原子最外层电子数—8

②金属元素无负价；O无最高正价，F无正价最高化合价最低化合价+1+2+3+4－4+5－3+6－2+7－1【知识补充】元素化合价与最外层电子数的关系【思考与讨论】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价呈现什么规律性的变化？P108原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（不考虑稀有气体）最高或最低化合价变化1～211→2——+103～100.152nm→0.071nm大→小+1+5-4→-1→011～18结论：21→831→80.186nm→0.099nm大→小-4→-1→0+1+7同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最外层电子数：1→8逐渐增加（第一周期除外），原子半径：大→小（稀有气体除外）最高正价：+1→+7（O/F除外，第一周期除外）‘最低化合价：-4→-1→0（第一周期除外）呈周期性变化金属性：元素原子失电子的能力（还原能力）非金属性：元素原子得电子的能力（氧化能力）判断依据是什么呢？注意：金属性（非金属性）的强弱只与原子失（得）电子的能力有关，与失（得）电子的多少无关。【思考】元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？经过前面的学习我们已经知道，同主族元素，从上到下，随着半径的增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，那同周期从左到右元素的金属性与非金属性是否也呈现周期性变化呢？【学习任务四】第三周期元素性质的递变同周期左到右：电子层数同，原子半径↘NaMgAlSi

P

S

ClAr【探究】第三周期元素性质的递变——P109理论分析：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性变化规律么？吸引力()非金属性逐渐()失电子能力逐渐()得电子能力逐渐()金属性逐渐()递增减弱减弱增强增强原子序数111213元素符号NaMgAl与冷水反应与热水反应——与酸反应——剧烈反应，溶液变红无明显现象较剧烈，溶液变浅红结论：钠、镁、铝单质金属性强弱的顺序是：钠>

镁>

铝剧烈，大量气泡较剧烈，有气泡无明显现象无明显现象实验证明：1.比较与水或酸置换出H2能力2.Na、Mg、Al的氢氧化物碱性比较——比较与水反应后滴加酚酞时溶液颜色单质与水反应条件剧烈程度颜色结论Na与冷水反应剧烈Mg与热水反应较剧烈Al不与水反应剧烈红色红色较浅无明显现象钠>

镁>

铝同周期，从左往右，金属性逐渐减弱越左下角越强氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl化合条件稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合很不稳定不稳定较不稳定稳定3.非金属气态氢化物的稳定性3.最高价氧化物对应水化物的酸性非金属元素SiPSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸结论：非金属性：Si<P<S<Cl同一周期，从左到右，非金属性递增越右上角越强11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl

与水反应的剧烈程度减弱；与酸反应的剧烈程度减弱；NaOHMg(OH)2Al(OH)3

强碱中强碱两性最高价氧化物水化物碱性减弱金属性减弱与H2反应越容易，越剧烈；SiH4PH3H2SHCl简单气态氢化物越稳定；非金属性增强H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4

弱酸中强酸强酸最强酸最高价氧化物水化物酸性增强。单质还原性减弱；单质氧化性增强；【小结】元素金属性、非金属性变化规律【总结】元素周期表和元素周期律的应用周期族ⅠAⅡAⅢAⅣ