2023~2024学年 4-2 课时1 元素性质和周期性变化规律

第四章物质结构元素周期表第二节元素周期律元素性质的周期性变化规律1.2.3.4.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建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式认识同周期元素的核外电子排布、化合价、原子半径情境导入同主族最外层电子数相同原子半径逐渐增大原子核外电子层数依次增多失电子能力逐渐增强得电子能力逐渐减弱金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱F2Cl2Br2I2LiNaK

RbCs情境导入F2Cl2Br2I2LiNaK

RbCs同主族元素的性质有着相似性和递变性金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？思考与交流：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→8核外电子排布的规律：同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）“核外电子排布”变化规律探讨最外层电子数随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数，重复着由1到8的周期性变化原子序数分析引入结构性质决定反应原子半径主要化合价金属性和非金属性最外层电子数呈现周期性变化同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）原子半径的变化规律：原子半径逐渐增大原子半径逐渐减小半径最小的原子？短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？NaH随着元素核电荷数的递增，原子半径呈周期性变化原子序数与原子半径的关系以原子序数为横坐标，原子半径为纵坐标，制作成折线图。请同学们从点（同主族元素）、线（同周期元素）、面（不同周期的变化趋势）三个层次进行数据分析，归纳规律。同周期“原子半径”变化规律解析(电子层数相同)元素化合价的变化规律：同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价“元素主要化合价”变化规律探讨主族元素的最高正化合价，重复着由+1到+7的周期性变化随着原子序数的递增(除氢、稀有气体)，原子序数与最外层电子数、化合价的关系结论1：随着原子序数的递增，原子的最外层电子数重复出现从___到___周期性变化。18H、He除外结论2：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。

最高正价由____到____递增，最低负价由____到____递增。＋1＋7−4−1O、F除外结论3：元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数。O、F除外结论4：金属元素无负价；稀有气体元素化合价为0；非金属元素的最高正价＋|最低负价|＝8。HBOF除外随着原子序数的增加，元素原子的半径、元素的主要化合价为什么呈现周期性变化？出现这种变化的根本原因是什么？随着元素原子序数的递增，原子核外电子排布呈周期性变化。一、元素周期律的定义与实质1．定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。2．实质：元素原子的核外电子排布的周期性变化。

即元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。二、原子半径大小规律1．原子半径变化趋势图2．原子半径规律（稀有气体不讨论）（1）同一主族，从上到下，

原子半径逐渐_________；（2）同一周期，从左到右，

原子半径逐渐_________。增大减小3．影响粒子半径的因素①电子层数：电子层数越多，原子半径越大②核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小（序大径小）③核外电子数：当电子层数和核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。2.比较Na与Mg、Al的原子半径大小1.比较O和S的半径大小3.比较Na+、O2-、Mg2+的半径大小Na>Mg>AlO<SO2->Na+>Mg2+4.比较Na和Na+、

O和O2-半径大小Na>Na+O<O2-电子层越多电子层数相同，核电荷数依次增大核外电子排布相同，核电荷数依次增大电子层数不同，核电荷数相同核电荷数电、电子层数均相同，最外层电子不同①一看：电子层②二看：原子序数③三看：核外电子数4.“三看”法比较简单粒子半径大小（1）r(F)

r(Cl)（4）r(Cl-)r(S2-)（2）r(Cl)

r(

S)

r(

P)

（3）r(Al3+)r(Mg2+)r(Na+)r(F-)r(O2-)＜＜＜＜＜＜＜＜1.比较下列微粒半径的大小2.下列元素的原子半径依次减小的是（）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、PAB练一练3.下列粒子半径大小的比较中，正确的是(

)A．Na+<Mg2+<Al3+<O2-

B．S2->Cl->Na+>Al3+C．Na<Mg<Al<S

D．Cs>Rb>K>NaBD4.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（

）A.

r(K)>r(Na)>r(Li)B.

r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)C.

r(

Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)D.

r(Cl-)>r(F-)>r(F)B练一练三、化合价规律1．一般情况下，元素的最高正价=_______________=_______________。2．一般情况下，│最低负价│+最高正价＝8。3．金属没有__________价，O没有__________价、F没有__________价。最外层电子数主族序数负最高正正四、第三周期元素性质的递变1．Na、Mg、Al金属性强弱比较

NaMgAl与水（或酸）反应的现象与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，与酸剧烈反应与沸水反应很慢，与酸反应较快剧烈程度随着核电荷数减小，与水（或酸）反应越来越________最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物结论①最高价氧化物对应的水化物的碱性：__________________②金属性：__________________剧烈NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3Na>Mg>Al

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：_________________2．Si、P、S、Cl非金属性强弱比较容易稳定强Cl>S>P>Si3．元素金属性和非金属性变化规律（1）同一周期元素，从左往右，金属性逐渐_______，非金属性逐渐_______。（2）同一主族元素，从上往下，金属性逐渐_______，非金属性逐渐_______。增强减弱增强减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱4．元素金属性和非金属性变化规律的理论解释同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次______，最外层电子数逐渐______，原子半径逐渐_______，越容易_______电子形成稳定结构，非金属性逐渐_______，金属性逐渐_______。增多增多减小得到增强减弱4．元素金属性和非金属性强弱的比较（1）比较元素金属性强弱的方法金属与水（非氧化性酸）的反应越容易，其对应元素的金属性越强。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应元素的金属性越强。在金属活动顺序表中，金属的位置越靠前，对应元素的金属性越强。金属与盐溶液的置换反应中，若A元素的单质能置换出B元素的单质，则A的金属性强于B元素。同一周期（除稀有气体），金属元素越靠前，其金属性越强；同一主族，金属元素越靠下，其金属性越强。金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。电化学原理（暂时不用了解）。4．元素金属性和非金属性强弱的比较（2）比较元素非金属性强弱的方法最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其对应元素的非金属性越强。形成的氢化物越稳定，则对应元素的非金属性越强。非金属单质与H2越易化合，则对应元素的非金属性越强。非金属之间的置换反应，若A元素的单质能置换出B元素的单质，则A的非金属性强于B元素。同一周期（除稀有气体外），非金属元素越靠右，其非金属越强；同一主族，非金属元素越靠上，其非金属性越强。练一练1.下列各组微粒中，半径依次增大的是（

）A．S、Cl、Cl-、S2- B．Al3+、Al、Mg、KC．Na+、Na、Cl、Cl- D．S2-、Cl-、K+、Ca2+BB2.下列各组元素中，按最高正价由高到