元素周期律和元素周期表（第1课时元素周期律）【教材精讲精研】 高一化学 （苏教版2019必修第一册）

专题五第一单元元素周期律和元素周期表01元素周期律是先有元素周期表还是先有元素周期律？思考什么是周期？先有元素周期律某些现象或事件按同样的顺序重复出现按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号原子序数=元素周期律核电荷数=核内质子数=核外电子数元素周期律核电荷数为1~18的元素原子最外层电子数随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。规律：元素周期律随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化规律：原子半径的变化元素周期律除稀有气体外的规律：①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。短周期元素中，原子半径最大的元素所有元素中，原子半径最小的元素元素周期律元素周期律随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。规律：

元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)

|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数

元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8

根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。1234元素周期律对于1～18号元素：金属性在化学反应中元素的原子失去电子的能力元素周期律非金属性在化学反应中元素的原子得电子的能力IA元素名称元素符号原子结构示意图碱金属元素锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs电子层数原子半径失电子能力得电子能力金属性递增非金属性递减（递增）（递增）（递增）（递减）元素周期律比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。

置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。判断元素金属性强弱的方法元素周期律比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。元素周期律实验探究元素周期律现象：Na与冷水反应剧烈；Mg与热水反应缓慢；Al与冷水、热水看不到明显的变化。Mg与稀盐酸反应剧烈；Al与稀盐酸反应较剧烈。Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子失电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐减弱。结论：金属失电子的能力，即金属性：

Na>Mg>Al元素周期律比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。判断元素非金属性强弱的方法元素周期律比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较元素SiPSCl最高价氧化物的化学式SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4酸性比H2SO4强单质与H2反应的条件高温磷蒸气与H2能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合氢化物的稳定性不稳定受热分解受热分解稳定元素周期律原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子得电子能力逐渐增强，所以非金属性逐渐增强。结论：非金属失电子的能力，即非金属性：

Cl>S>P>Si元素周期律探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱实验操作沉淀溶解情况___________________________________________沉淀逐渐溶解沉淀逐渐溶解沉淀溶解沉淀不溶解相关反应方程式Al(OH)3＋3HCl

===____________Al(OH)3＋NaOH===_______________Mg(OH)2＋2HCl===____________

AlCl3＋3H2ONaAlO2＋2H2OMgCl2＋2H2O元素周期律实验结论NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱结论：Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。元素周期律元素周期律11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素周期律元素周期律随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。实质元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。元素周期律最高价氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强,不能认为某元素氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强。1234判断元素非金属性强弱的4个误区比较元素金属性、非金属性强弱不能根据最外层电子数的多少或电子层数的多少,而应根据得失电子的难易程度。不能通过物质的物理性质,如熔沸点、溶解性等方面比较元素金属性或非金属性强弱。氢化物的稳定性越强或还原性越弱,则元素的非金属性越强,不能认为氢化物的酸性越强,元素的非金属性越强。B强化巩固X、Y代表两种非金属元素，下列不能说明非金属性X比Y强的是（

）A.Y的阴离子Y－的还原性强于X的阴离子X－B.X的氢化物的水溶液的酸性比Y的氢化物的水溶液的酸性强C.X的单质X2能将Y的阴离子Y－氧化成Y2D.X、Y的单质分别与Fe化合，产物中前者Fe为＋3价，后者Fe为＋2价元素周期律微粒半径大小的比较1.原子半径(1)电子层数相同时,随原子序数的递增,原子半径逐渐减小。例如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。(2)最外层电子数相同时,随电子层递增原子半径逐渐增大。例如:Li<Na<K<Rb<Cs。2.离子半径(1)同种元素的不同粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子。例如:S2->S,Na>Na+。(2)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。例如:S2->Cl->K+。(3)带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。例如:K+>Na+。(4)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例如:K+与Mg2+半径,可选Na+为参照,得出:K+>Na+>Mg2+。元素周期律下列微粒半径大小比较正确的是(

)A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.Al3+<Na+<Cl-<S2-C.Na<Mg<Al<SiD.Cs<Rb<K<NaB下列各组微粒半径的比较错误的是()A.Cl-<Br-<I- B.Al3+>Mg2+>Na+C.Rb>K>Na D.P>S>OB强化巩固延时符课堂小结0102原子结构与元素化合价的变化规律元素的金属性和非金属性的变化规律03微粒半径大小的比较课堂练习1、下列有关说法正确的是(

)A．H2SO