元素性质的周期性变化规律

元素周期律元素性质的周期性变化规律【学习任务一】分析1~18号元素的原子结构变化规律教材P101原子序数电子层数最外层

电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～23～1011～18结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外

层电子排布呈现变化。123882周期性121原子的核外电子排布18182原子半径周期性结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现的变化。【总结】微粒半径大小比较规律（一般情况下）：“三看”1、看电子层数：电子层数越多，半径越大（层多径大）。如：>Na；I>Br>Cl>F2、看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小（层同，核大径小）如：S2->Cl->>Ca2；3、看电子数：电子层数和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大（核同，电多径大）如：Cl->Cl；Fe>Fe2>Fe3；H->H；3元素化合价分析：元素的最高正价与最外层电子数的关系；元素的最高正价与负价之间的关系。结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现变化。周期性元素化合价规律：1、最高正化合价=最外层电子数2、最高正化合价I最低负化合价I=83、最外层电子数大于或等于4，则出现负价4、氟无正价，氧无最高正价5、稀有气体元素化学性质不活泼，看作0价1在下列元素中，最高正化合价数值最大的是

BP

4,

则其氢化物的化学式为

34CB巩固练习同一主族元素金属性和非金属性变化Na

11钠Li

3锂

19钾Rb

37铷Cs

55铯F

9氟Cl

17氯Br

35溴I

53碘At

85砹非金属性逐渐增强金属性逐渐增强元素性质的周期性变化11-17号元素的原子结构4金属性与非金属性【学习任务二】同周期元素金属性与非金属性的递变电子层数相同原子失电子的能力逐渐减弱原子半径逐渐减小猜测金属性变化规律:从Na→Al核电荷数增加元素的金属性逐渐减弱，核对最外层电子的引力逐渐增强结构性质决定猜测金属性：Na＞Mg＞Al电子层数相同原子得电子的能力逐渐增强原子半径逐渐减小猜测非金属性变化规律:从Si→Cl核电荷数增加元素的非金属性逐渐增强核对最外层电子的引力逐渐增强结构性质决定猜测非金属性：Si＜P＜S＜Cl11-17号元素的原子结构推测：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4金属性与非金属性实验1：Na、Mg分别与水反应Na、Mg、Al金属性强弱比较科学探究与冷水无明显现象，加热后反应较快＞现象比较反应

方程式实验小结：与冷水剧烈反应结论：金属性NaMg无明显现象1Na与水：

2Mg与水：

3Al与水：盐酸铝镁盐酸Mg、Al金属性强弱比较注意：

加入盐酸2ml，观察，并比较反应的剧烈程度。科学探究镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。现象比较化学方程式结论：金属性MgAl>原子序数111213元素符号NaMgAl单质与

水反应单质与

酸反应氢氧化物热水较快剧烈反应反应较快冷水剧烈两性氢氧化物强碱中强碱单质与水（酸）反应实验小结：结论:金属性Na>Mg>Al原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水(或酸）反应情况冷水剧烈热水

较快盐酸

剧烈盐酸较快高温磷蒸

气与

H2能

反应须加热光照或

点燃爆

炸化合NaOH强碱MgOH2中强碱AlOH3两性氢氧化物H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸稀有气体元素非金属单质与氢气反应最高价氧化物对应水化物的酸碱性金属性和非金属性递变金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强LiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱元素金属性与非金属性变化规律金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强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元素原子半径呈现周期性变化元素化合价呈现周期性变化元素的化学性质呈现周期性变化元素性质的周期性变化是元素原子的

核外电子排布的周期性变化的必然结果。元素周期律例2几