42元素周期律共2课时课件高一上学期化学人教版

第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律第四章物质结构元素周期律学习目标认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律；掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律；认识同周期元素的核外电子排布、化合价、原子半径；建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。【思考】通过对碱金属元素、卤素的结构和性质的研究，我们已经知道同主族元素的性质有相似性和递变性。那么同一周期的元素结构有什么相似性和递变性？性质又有什么变化规律？新课导入一、原子结构的周期性变化1.原子最外层电子排布变化规律

观察教材表4-5，完成下列表格：周期序号原子序数电子层数最外层电子数结论第一周期1→211→2同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期3→10_______第三周期11→18_______规律：随着原子序数的递增，元素原子的___________________________1→81→8核外电子排布呈现周期性变化23一、原子结构的周期性变化1.原子最外层电子排布变化规律规律：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）呈现周期性变化一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)周期序号原子序数原子半径(nm)结论第一周期1→2……同周期由左向右元素的____________________(不包括稀有气体)第二周期3→90.152→0.071_______第三周期11→170.186→0.099_______规律：随着原子序数的递增，元素的原子____________________大→小大→小原子半径逐渐减小半径呈现周期性变化一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)【思考1】同周期元素随核电荷数增加原子半径逐渐减小的原因是什么？同周期元素电子层数相同，核电荷数增多，即原子核所带正电荷增多，原子核对核外电子吸引力增大，原子半径减小。【思考2】电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。【思考3】根据同周期、同主族的元素原子半径递变规律，分析影响微粒半径大小的因素？核电荷数、电子层数

第一步先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。

第二步在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。

第三步在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)(1)原子半径大小比较①同主族原子：从上到下：电子层数依次增加，原子半径越来越_____。②同周期主族原子(零族除外)：

从左到右：核电荷数依次增加，原子半径越来越_____。大小一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)(2)离子半径大小的比较①同主族离子：从上到下：电子层数依次增加，阴离子、阳离子半径逐渐______。②同周期主族离子：

从左到右：核电荷数依次增加，阳离子逐渐半径______，阴阳离子半径逐渐______，但阴离子半径______阳离子半径。增大减小减小大于核外电子数越多，粒子半径越___。如：Fe__Fe2+__

Fe3+、H__H-一、原子结构的周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)(2)离子半径大小的比较③具有相同电子层结构的离子：核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越___，半径越___。例如：10电子：7N3-___8O2-___9F-___11Na+___

12Mg2+___

13Al3+大小＞＞＞＞＞(3)同种元素的各种粒子半径大小比较大(4)不同周期、主族，电子层结构也不相同的粒子半径大小比较＞＞参照对比：如：Na

F。＞＞一、原子结构的周期性变化3.元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价结论第一周期1→2＋1→0①同周期由左向右元素的_____________________(＋1→＋7，O和F无最高正价)；②元素的最低负价由____________价逐渐升高至_____________价；③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→10最高价_______(不含O、F)最低价_______第三周期11→18最高价_______最低价_______规律：随着原子序数的递增，元素的_________________________+1→+5-4→-1最高正价逐渐升高ⅣA族的-4ⅦA族的-1主要化合价呈现周期性变化-4→-1+1→+7一、原子结构的周期性变化3.元素的主要化合价二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较(1)Mg与水反应①现象：②结论：

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。

镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较(1)Al(OH)3、Mg(OH)2与酸、碱反应Al(OH)3可溶于盐酸和NaOH溶液，而Mg(OH)2仅可溶于盐酸。AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓

MgCl2＋2NH3·H2O===2NH4Cl＋Mg(OH)2↓两性氢氧化物：既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较(1)Al(OH)3、Mg(OH)2与酸、碱反应Al(OH)3可溶于盐酸和NaOH溶液，而Mg(OH)2仅可溶于盐酸。Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－

Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2OMg(OH)2+2H+===Mg2+

+2H2O二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变

NaMgAl与水（或酸）反应的现象与冷水剧烈反应与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应与沸水几乎不反应剧烈程度随着核电荷数增大，与水（或酸）反应越来越________最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3_______________结论金属性：__________________缓慢Na>Mg>Al两性氢氧化物二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变(2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律元素单质与H2化合的条件氢化物化学式氢化物稳定性结论Si高温下少量反应SiH4很不稳定非金属性由弱到强的顺序为_____________P磷蒸气，困难PH3不稳定S加热反应H2S较不稳定Cl光照或点燃HCl稳定Si<P<S<Cl

二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变(2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律元素SiPSCl最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)名称____________________________化学式____________________________酸性强弱________________________________结论Si、P、S、Cl的非金属性逐渐_______。硅酸磷酸硫酸高氯酸H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

弱酸中强酸强酸强酸(酸性比H2SO4强)

增强二、元素周期律1.第三周期元素性质的递变综合分析，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:自左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。NaMgAlSi

P

S

Cl二、元素周期律

在同一周期中，各元素的原子核外电子层数_____，但从左到右，核电荷数依次_____，原子半径逐渐_____，失电子能力逐渐______，得电子能力逐渐_____。因此，金属性逐渐_____，非金属性逐渐_____。2.元素性质与原子结构的关系3.元素周期律①内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈_________的变化。②实质：元素性质的周期性变化是原子的______________的周期性变化的必然结果。核外电子排布周期性相同增多减小减弱增强减弱增强项目同周期(自左至右)同主族(从上到下)原子半径减小增大主要化合价＋1→＋7(F，O无最高正价)－4→－1相似金属性依次减弱依次增强非金属性依次增强依次减弱金属单质的还原性依次减弱依次增强非金属单质的氧化性依次增强依次减弱气态氢化物稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱稳定性逐渐减弱还原性逐渐增强最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强三、同周期和同主族元素性质的递变规律1.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是（）A.最高价含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4B.非金属性：X>Y>ZC.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序逐渐增强D.元素的最低负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序逐渐减小B随堂练习2.元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089nm)。元素代号ABCDEFG原子半径/nm0.0370.1600.1430.1020.0990.0740.075主要化合价＋1＋2＋3＋6、－2＋7、－1－2＋5、－3(1)C元素在元素周期表中的位置是第____周期_____族。三ⅢA(2)B的原子结构示意图为________。随堂练习3.如图为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一，下列说法中正确的是(

)A.a的最高价氧化物对应水化物有两性B.b与d组成的化合物不能与水反应C.c的单质能与强碱反应生成两种盐D.非金属性:c>d>b>aC随堂练习第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用第四章物质结构元素周期律学习目标知道元素周期表的简单分区；认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式；运用元素周期表、元素周期律的知识，指导研究生产；培养科学探究精神和社会责任感。新课导入门捷列夫的预言

门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例口，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。学习了元素周期表和元素周期律后，你能否总结出元素在周期表中的位置、原子结构以及性质（位、构、性）之间的关系？

新课导入一、元素周期表的分区及元素化合价规律1.元素金属性和非金属性的递变周期

族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

01234567非金属性逐渐增强非金属区

金属区

非金属性逐渐增强金属性逐渐增强

金属性逐渐增强

TeGe

Sb

PoBAs

AtAl

Si既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。一、元素周期表的分区及元素化合价规律1.元素金属性和非金属性的递变(1)金属性强的在周期表的____方，最强的是____(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的_____方(稀有气体除外)，最强的是___。(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的_________，故元素的_______和_________之间没有严格的界线。(3)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。(4)主族元素最高正化合价＝________＝_____________。(5)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。左下Cs右上F金属性非金属性金属性非金属性主族序数最外层电子数一、元素周期表的分区及元素化合价规律2.元素周期表与元素周期律的关系(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：

同周期元素由左向右金属性_____，非金属性_____；同主族元素由上向下金属性_____，非金属性_____。(3)元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系：价电子：与元素化合价有密切关系的电子。

最高正价=最外层电子数=主族序数最高正价+|最低负价|=8(H、O、F除外)减弱增强增强减弱二、元素周期表和元素周期律的应用1.元素周期表和元素周期律的应用(1)根据元素在周期表中的位置推测其__________和______。(2)根据元素的__________推测它在周期表中的位置。(3)指导新元素的发现及预测它们的________________。原子结构性质原子结构原子结构和性质2006年，科学家以钙离子撞击锏(Cf)靶，产生了一种超重元素——鿫(Og)，其反应可表示为:

请判断在周期表中的位置，并推测其可能与哪类元素性质相似。++3二、元素周期表和元素周期律的应用1.元素周期表和元素周期律的应用(4).寻找有特殊用途的新物质①在周期表中_______________________，可以找到半导体材料。②在元素周期表的________，寻找制取农药的元素。③在__________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。金属与非金属分界处右上角过渡元素钯铂铑合金催化剂含Ge、Si半导体材料含F、P、S、Cl等农药耐高温合金三、元素“位、构、性”之间的关系反映

决定

反映

决定

判断元素推出位置通过位置运用递变规律推出性质周期族(2)核外电子数电子层数最外层电子数元素性质单质性质化合物性质离子性质结构位置性质(1)核电荷数=原子序数四、金属性与非金属性的强弱比较1.金属性的强弱比较电子层数相同，最外层电子数越少，金属性越强；同周期：从左到右，元素金属性依次减弱；同主族：从上到下，元素金属性依次增强。(1).结构比较法(2).位置比较法最外层电子数相同，电子层数越多，金属性越强。(3).实验比较法①依据最高价氧化物对应水化物碱性强弱：

碱性强的对应元素的金属性强②依据单质的还原性强弱：单质的还原性越强，对应元素的金属性越强(单质与盐的置换反应)四、金属性与非金属性的强弱比较1.金属性的强弱比较(3).实验比较法③依据阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应元素的金属性越弱④依据与水、酸反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应越剧烈，对应元素金属性越强四、金属性与非金属性的强弱比较2.非金属性的强弱比较电子层数相同，最外层电子数越多，非金属性越强；同周期：从左到右，元素非金属性依次增强；同主族：从上到下，元素非金属性依次减弱。(1).结构比较法(2).位置比较法最外层电子数相同，电子层数越少，非金属性越强。(3).实验比较法①依据最高价氧化物对应水化物酸性强弱：

酸性强的对应元素的非金属性强(强酸制弱酸)②依据单质的氧化性强弱：单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强(单质与盐的置换反应)四、金属性与非金属性的强弱比较2.非金属性的强弱比较(3).实验比较法③依据阴离子还原性的强弱：阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强④依据与H2反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应越剧烈，对应元素非金属性越强⑤依据简单气态氢化