元素周期律课件高一上学期化学人教版

第二节元素周期律第四章物质结构与元素周期律第1课时同周期元素金属性和非金属性的递变规律2核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化1本节重点本节难点原子结构元素性质决定

通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？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第二周期3→10第三周期11→181→81→8231、原子最外层电子排布变化规律同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)（除第一周期）123456789101112131415161718原子序数13578最外层电子数2462.原子半径的周期性变化以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下:规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现__________的周期性变化。由大到小原子半径逐渐增大原子半径逐渐减小电子层数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子吸引能力越强，原子半径越小。【思考1】为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？【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。2、原子半径的变化规律(稀有气体除外)（一看）电子层数：电子层数越多，半径越大

。

如

r(K+)>r(Na+)（二看）核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

如

r(N3－)>r(O2－)

（三看）核外电子数：电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如r(Cl－)>r(Cl)粒子半径大小比较教师点拨思考1试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。(1)Mg

Ca

K;

(2)P

S

Cl;

(3)Fe3+

Fe2+

Fe;

(4)S2-

Cl-

Na+

Mg2+。

<<>><<>>>O一般无正价F无正价3、原子化合价变化规律(稀有气体除外)1.判断正误(1)第二周期元素从左至右,最高正价从+1递增到+7(2)原子半径最小的元素是氢元素(3)氢元素除了有+1价外,也可以有-1价,如NaH(4)主族元素的最低负价等于其族序数-8(5)第三周期原子半径最大的元素为钠×√√×√2.下列说法正确的是A.原子序数越大,原子半径一定越大B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复D.按C、N、O、F的顺序,元素的最高正化合价依次升高√3.(2024·海口长流中学高一月考)若某非金属元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HnXOm,则X元素的族序数为

,它的最高价氧化物的化学式为

,氢化物的化学式为

。

2m-nX2O2m-nH(8-2m+n)X第三周期元素性质的递变实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何?生成了什么物质?实验二：向试管中加入2mL1mol/LAlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2mol/LNaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。用2mL1mol/LMgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。实验探究2.实验探究:金属性的递变规律(1)Na、Mg元素金属性强弱比较原理金属与水反应置换出H2的难易程度操作

现象镁条表面附着_________剧烈反应,溶液变成浅红色少量气泡原理金属与水反应置换出H2的难易程度化学反应-Mg+2H2O

Mg(OH)2+H2↑结论结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg______,则金属性:________容易Na>Mg(2)Mg、Al元素金属性强弱比较原理金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱物质Al(OH)3Mg(OH)2操作

现象A中沉淀_____B中沉淀_____C中沉淀_____D中沉淀_______A、B、C、D试管中的离子方程式A:____________________________B:____________________________C:____________________________D:_______结论Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:___________溶解溶解溶解不溶解Al(OH)3+3H+===Al3++3H2OAl(OH)3+OH-===[Al(OH)4]-Mg(OH)2+2H+===Mg2++2H2O不反应Na>Mg>Al元素金属性强弱的判断依据（3）置换反应（1）单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度。

置换出氢气越容易，则元素金属性越强（2）元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。

碱性越强，则原金属元素的金属性越强。验证方法思考1下列物质①NaHCO3

②Na2CO3

③Al(OH)3

④AlCl3

⑤Al

⑥Al2O3中,既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应的是

。①③⑤⑥

SiPSCl与氢气反应条件高温磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃时发生爆炸变化规律随着核电荷数增加，与氢气化合越来越________气态氢化物热稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S受热分解HCl稳定变化规律随着核电荷数增加，气态氢化物越来越________最高价氧化物对应水化物酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4（最强的无机含氧酸）变化规律随着核电荷数增加，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越___结论非金属性：_________________容易稳定强Cl>S>P>SiSi、P、S、Cl非金属性强弱比较（4）置换反应（1）非金属单质与氢气化合的难易程度。

越容易化合，则非金属性越强（2）形成气态氢化物的稳定性。稳定性：HF＞HCl，非金属性：F＞Cl（3）元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱。

酸性：H2SO4＞H2CO3，非金属性：S＞C元素非金属性强弱的判断依据验证方法11～17号元素性质的变化中得出如下的结论：NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱酸性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强4.元素周期律(1)内容:元素的性质随着_________的递增而呈周期性的变化。(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子的_____________周期性变化的必然结果。原子序数核外电子排布思考2从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的原因。提示在同一周期中,各元素的原子核外电子层数虽然相同,但从左至右,随核电荷数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强。1.判断正误(1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4(2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性(3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C(5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性×√×××2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐

增强D.从左到右,元素