4.2.1 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]1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，

认识元素周期律并理解其实质(重点)。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性

或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的

发展(重、难点)。知识回顾请画出1~18号元素原子结构示意图，归纳同周期元素原子最外层电子数的变化规律。1——21——8一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化1.原子核外电子排布的周期性变化

1～18号规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化。(第一周期除外)2.原子半径的周期性变化以第二、三周期元素为例规律：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。(同周期主族，不包括稀有气体)一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化思考1一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化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+。

<<>><<>>>归纳总结“三看法”比较微粒半径的大小一看层，层多径大；二看核，层同核多径小；三看电子，层同核同电子多径大，如Cl－>Cl、Fe2＋>Fe3＋。一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化3.元素化合价的周期性变化以原子序数为1～18的元素为例同一周期变化规律是什么？规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高

正价为＋1→＋7(O无最高正价、F无正价)，负价为－4→－1。一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？不对。主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化思考2主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。(3)H的最高正价为＋1，最低正价为－1；O无最高正价；F无正化合价。归纳总结一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化应用体验一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化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×√√×√应用体验一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化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√应用体验一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化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二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律1.预测：元素性质的递变规律

以第三周期元素为例由左向右，电子层数

，核电荷数依次

，原子半径依次

，失电子的能力依次

，得电子的能力依次

，预测它们的金属性依次

，非金属性依次

。钠Na镁Mg铝Al硅Si磷P硫S氯Cl氩Ar相同增多减小减弱增强减弱增强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

现象化学反应－－－－结论镁条表面附着少量气泡剧烈反应，溶液变成浅红色Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑根据反应现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律2.实验探究：金属性的递变规律(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。实验探究二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律2.实验探究：金属性的递变规律(2)Mg、Al元素金属性强弱比较实验探究现象离子方程式结论A：沉淀溶解B：沉淀溶解Al(OH)3＋3H＋==Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋OH－==[Al(OH)4]－C：沉淀溶解D：沉淀不溶解Mg(OH)2＋2H＋==Mg2＋＋2H2O不反应Al(OH)3两性氢氧化物，碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3则金属性：Na>Mg>Al二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律思考1二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律下列物质①NaHCO3②Na2CO3③Al(OH)3④AlCl3⑤Al

⑥Al2O3中，既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应的是

。

①③⑤⑥3.信息获取：非金属性的递变规律

SiPSCl判断依据与氢气化合高温磷蒸气与氢气反应加热光照或点燃由易到难的顺序是Cl、S、P、Si最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸(酸性比H2SO4强)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3结论随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律4.元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数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核外电子排布周期性变化的必然结果。二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律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。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。二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律思考2应用体验二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律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×√×××应用体验2.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是A.非金属性：O＞N＞PB.酸性：H2SO3＞H2SiO3＞H2CO3C.碱性：KOH＞NaOH＞LiOHD.热稳定性：HF＞HCl＞HBr√二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律应用体验二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律3.(2024·广西柳州月考)元素周期表是学习和研究化学的重要工具，如图是元素周期表的一部分，下列说法不正确的是A.非金属性：Cl>X>PB.Cl2从Na2X溶液中置换出X单质，说明非金属

性：Cl>XC.含氧酸的酸性：Cl>X>PD.X元素与氧元素的化学性质相似√自我测试1.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为A.4 B.5 C.6

D.7√2.(2024·安徽宿州高一期末)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是A.氧化性：Cl2>Br2>I2B.失电子能力：K>Na>LiC.酸性：HClO4>H2SO4>H2SO3D.原子半径：N>O>H√自我测试3.下列有关微粒半径大小关系比较正确的是A.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)B.原子X与Y的原子序数：X>Y，则原子半径一定是X<YC.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y√自我测试4.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题：(1)C在元素周期表中的位置为

，

在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中，稳定性最差的氢化物的化学式为

。

第二周期第ⅣA族SiH4(2)用“>”“<”或“=”填空。离子半径酸性得电子能力O2-

Al3+H2SO4

HClO435Cl

37Cl

><=自我测试(3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。①仪器B的名称为

，干燥管D的作用是

。

锥形瓶防倒吸②若要证明非金属性：Cl>I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4(KMnO4与浓盐酸常温下反应生成Cl2)，C中加KI⁃淀粉溶液，观察到C中溶液_____的现象，即可证明。从环境保护的观点考虑，此装置缺少尾气处理装置，请用离子方程式表示尾气处理原理：