5.1.1 元素周期律 课件 高一上学期化学苏教版（2019）必修第一册

专题5

5.1.1元素周期律

1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，通过分类归纳，制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上重要的里程碑之一。人们按核电荷数由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数一、原子核外电子排布规律观察思考1：写出1-18号元素原子的结构示意图，分析核外电子排布，找出规律。原子核外最外层电子排布规律原子序数电子层数最外层电子数1~23~1011~18结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化11~221~831~8以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，在坐标系中画出3-9号、11-17号元素原子的最外层电子数和原子半径所对应的点，并把这两组点分别用光滑的曲线连接起来。分析图中曲线可以发现，随着核电荷数的递增，原子半径如何变化？思考原子半径变化的原因。3-9号元素LiBeBCNOF原子半径/pm152111887770666411-17号元素NaMgAlSiPSCl原子半径/pm18616014311711010499元素原子半径变化原子序号原子半径变化3-711-17逐渐减小逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化二、元素原子半径变化规律解释当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小。随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。原子、离子半径大小比较规律（1）一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，半径逐渐

。（2）一般情况下，电子层数越多，半径

。越小越大3-9号元素LiBeBCNOF主要化合价+1+2+3+4-4+5-3-2-111-17号元素NaMgAlSiPSCl主要化合价+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-1三、元素化合价的变化规律结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈周期性变化常见元素化合价的一般规律①1~20号元素中，除了O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；最低负价=最外层电子数-8②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；③氟无正价，氧无最高正价。思考讨论随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化？如何比较元素的金属性及非金属性？元素金属性强弱判断的依据：1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。2.最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。元素非金属性强弱判断依据：1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。四、元素性质的变化规律观察思考4：钠、镁、铝的金属性有什么变化规律？性质NaMgAl单质与水（或酸）的反应情况与冷水剧烈反应与冷水缓慢、与沸水迅速反应，与酸剧烈反应与酸迅速反应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物金属性：Na＞Mg＞Al请同学们阅读并分析表，思考回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。

SiPSCl单质与氢气化合的难易高温，极难化合高温下磷蒸气能与氢气发生反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S不很稳定HCl稳定非金属性：Cl＞S＞P＞Si元素NaMgAlSiPSCl化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4酸碱性强弱强碱中强碱

弱酸中强酸强酸酸性更强最高价氧化物对应的水化物酸碱性，探究元素金属性和非金属性变化规律以上表分析可知，11-17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是

。11-17号元素的金属性和非金属强弱的变化规律是

。随着原子序数递增，碱性减弱，酸性增强随着原子序数递增，金属性减弱，非金属性增强小结：金属性与非金属性强弱比较：1、金属性：（1）元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强（2）与水或酸反应越剧烈，金属性越强（3）最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性越强2、非金属性：（1）元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强

（2）与氢气反应越容易，非金属性越强（3）氢态氢化物越稳定，非金属性越强（4）最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强。随着原子序数的递增：①原子核外电子排布呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周