4.2+元素周期律+课件高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第二节元素周期律课时1元素性质的周期性变化规律人教版2019必修第一册第四章物质结构元素周期律请你回忆！碱金属元素、卤族元素的原子结构和性质上的相似性和递变性？请你思考！同一周期元素的性质又有什么变化规律？请你观察！元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？课本107-108同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最外层电子数：1→8逐渐增加（第一周期除外），呈现周期性变化。一、原子最外层电子排布变化规律1→21→8最外层电子数1→8原子半径逐渐减小二、原子半径的变化规律1.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）原子半径逐渐减小原子半径逐渐增大说明：稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，这是由于测定稀有气体元素的原子半径的根据与其它元素的原子半径不同。短周期主族元素中，半径最小的原子是H,原子半径最大的是Na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.2.原子半径的变化原因(稀有气体除外)①同周期从左到右，核电荷数逐渐增大，原子核对电子的引力逐渐增强，半径逐渐变小②同族从上到下，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对电子的引力逐渐减弱，半径逐渐变大同周期：序大径小；同主族：层多径大“三看”法比较简单粒子（原子、离子）半径大小1、先看电子层，电子层数越多，半径越大r(Na+)r(Cl−)r(O)r(S)r(N)r(S2−)2、电子层数相同，再看原子序数，原子序数越大，半径越小3、电子层数相同，原子序数相同，最后看核外电子数越多，半径越大层多径大同层序大径小电多径大r(Al3+)r(Mg2+)r(Na+)r(F−)r(O2-)r(Cl)r(Cl−)r(Fe3+)r(Fe2+)r(Fe)<<<<<<<<<<已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，所以四种元素在周期表中的位置为“阴上阳下”规律：，原子序数:原子半径:离子半径:O2-F−Na+Mg2+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价正价：+1→+5，负价：-4→-1正价：+1→+7，负价：-4→-1••三、元素的主要化合价变化规律如：短周期某元素最高正价与最低负价之和为2，其为

元素N、P(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数=价电子(O、F除外)。(2)最高正价+|最低负价|=8(H、O、F除外)。最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。(3)H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正价。(4)金属无负价，非金属既有正价又有负价。如：短周期某元素最高正价与最低负价之和为6，其为

元素如：短周期某元素最高正价与最低负价之和为0，其为

元素ClC、Si、H常见元素化合价的一般规律：1~20号元素周期原子序数电子层数最外层电子数原子半径(除稀有气体元素)最高或最低化合价变化一1~211~2—+1→0二3~10+1→+5-4→-1→0三11~18

结论：1~81~8大→小大→小+1→+7-4→-1→0(O和F无最高正价)最低负价由ⅣA族-4价升高至ⅦA族-1价同一周期随着原子序数的递增，原子最外层电子数从1到8(或2)依次增加，原子半径依次减小，最高或最低化合价也依次增加。最高正价从＋1升至＋723课本P108思考与讨论小结：同周期元素随着原子序数的递增，原子的最外层电子数、原子半径和主要化合价呈周期性的变化请你推测！根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？NaMgAlSiPSCl电子层数相同，核电荷数增大，半径减小失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强如何设计实验证明二、第三周期元素性质的递变（1）一般情况下，元素的金属性强弱：①其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，②它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断，③活泼金属置换不活泼金属（2）一般情况下，非元素的金属性强弱：①与氢气反应的难易程度②简单氢化物的稳定性来判断。③其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，④活泼非金属置换不活泼非金属1.判断元素金属性和非金属性强弱的依据11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl最高价氧化物：最高价氧化物对应的水化物简单氢化物：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4NaOHMg(OH)2Al(OH)3Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7第三周期：SiH4PH3

H2SHCl第二周期：CH4

NH3H2O

HF金属对应的是碱，非金属对应是最高价含氧酸二、第三周期元素性质的递变2.实验探究同周期元素性质递变规律取一小段镁条，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?课本109页

钠镁实验现象原理结论【实验比较】浮于水面，钠熔成小球，四处游动，有“嘶嘶”的响声，溶液加酚酞变红色加热前，镁条表面附着少量无色气泡，滴入酚酞的溶液液微微变红。加热至沸腾后有大量气泡，溶液变为红色2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑金属性：Na>Mg钠与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎不反应，与热水反应（1）比较镁、钠与水反应的难易程度：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。【实验比较】课本109页（2）比较氢氧化镁、氢氧化铝的碱性：AlCl3溶液（或MgCl2溶液）氨水HCl溶液NaOH溶液Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+实验现象：AlCl3溶液与氨水反应生成白色胶状沉淀，该沉淀既溶于盐酸也溶于氢氧化钠溶液。MgCl2溶液与氨水反应生成白色沉淀，该沉淀只溶于盐酸不溶于氢氧化钠溶液。离子方程式Al(OH)3+3H+=Al3++3H2OAl(OH)3+OH-=Al(OH)4－

Mg2＋＋2NH3·H2O=Mg(OH)2↓+2NH4+Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O两性氢氧化物钠、镁、铝与水的反应；钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物的碱性NaMgAl规律(周期—左→右)单质与水(酸)反应的难易最高价氧化物对应的水化物碱性强弱与冷水剧烈反应与热水缓慢反应与水或酸反应能力逐渐减弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱结论：金属性：Na＞Mg＞Al同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱。2.实验探究同周期非金属元素性质递变规律元素SiPSCl最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物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非金属性：Si<P<S<Cl课本109页同周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律

NaMgAlSiPSCl

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强4.用结构观点解释电子层数相同核电荷数增多原子半径减小原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同周期元素从左到右原子核对最外层电子的吸引力增强第11页原子半径依次减小原子半径依次增大失电子能力依次增强得电子能力依次增强金属性依次增强非金属性依次增强元素周期律1.定义：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原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。结构决定性质化合价原子半径金属性、非金属性课本第110页02金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律二、元素周期表和元素周期律的应用1.元素周期表的金属区和非金属区金属性强的在周期表的____方，最强的是____(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的_____方(稀有气体除外)，最强的是___。左下Cs右上F分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的_________，故元素的_______和_________之间没有严格的界线。金属性非金属性金属性非金属性二、元素周期表和元素周期律的应用1.元素周期表的金属区和非金属区2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系同主族元素的最高正价和最低负价相同主族元素最高正化合价＝________＝_____________＝________。主族序数最外层电子数价电子数价电子：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。主族元素的价电子就是其最外层电子非金属元素的最低负价＝最高正价－8最高正价＋|最低负价|＝8(F、O、H、B例外)金属元素无负化合价，F元素无正化合价课本P111注标门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该