元素性质和周期性变化规律 高一上学期化学人教版（2019）必修第一册+

元素性质的周期性变化规律第四章物质结构元素周期律1.认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律2.掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律4.建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式3.认识同周期元素的核外电子排布、化合价、原子半径原子核外电子排布的周期性变化

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性的变化(第一周期除外)。原子半径的周期性变化规律随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化(0族除外)。思考讨论如何比较Al3+和S2-半径的大小?同周期,从左往右,原子半径逐渐减小。同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。同种元素原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。Al3+<S2-元素化合价的周期性变化

随着原子序数的递增,元素的最高正价呈现由+1价到+7价、最低负价呈现由-4价到-1价的周期性变化。周期序数原子序数化合价(最高价、最低价)的变化一1~2+1价→0价二3~10最高正价:+1价→+5价最低负价:-4价→-1价三11~18最高正价:+1价→+7价最低负价:-4价→-1价思考讨论随着原子序数的递增,C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗?不是。因为O、F原子半径小,原子核对外层电子的吸引能力强,不能失去电子,故氧一般不显正化合价,氟无正化合价。思考讨论如何根据原子结构解释同周期主族元素随原子序数的递增元素性质的递变性?同周期主族元素原子的电子层数相同,核电荷数依次增大,原子核对最外层电子的吸引能力依次增强,失电子能力依次减弱,得电子能力依次增强,故金属性依次减弱,非金属性依次增强。第三周期元素性质的递变

NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应：Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。与酸反应极为剧烈。与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气。Al在常温或加热下，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出氢气。NaOH（强碱）Mg（OH）2（中强碱）Al（OH）3（两性氢氧化物）最高价氧化物对应水化物碱性强弱第三周期元素性质的递变性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸总结：

元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

元素原子的和外电子排布随着原子序数的递增

元素原子半径

呈现周期性变化

元素化合价1.判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)同周期,随着核电荷数的增大,最外层电子数逐渐增多。()(2)最外层电子数越多,原子半径越小。()(3)从11~17号元素原子的半径逐渐减小。()(4)核电荷数越大,原子半径越小。()××××2.下列粒子半径大小正确的是(

)A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.S2->Cl->Na+>Al3+C.Na<Mg<Al<SD.Cs<Rb<K<NaB3.下列实验不能作为判断依据的是()A．钠和铯分别与冷水反应的剧烈程度，判断钠和铯金属性强弱B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱C．硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱D．根据Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱B4.已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是(

)A.原子半径按X、Y、