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

第四章物质结构元素周期律4.2元素周期律原子结构元素性质决定

通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？观察教材表4－5，完成下列表格1.原子最外层电子排布变化规律周期序号原子序数电子层数最外层电子数结论第一周期1→211→2同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期3→10_______第三周期11→18_______规律：随着原子序数的递增，元素原子的____________________________1→81→8核外电子排布呈现周期性变化232.原子半径的变化规律(稀有气体除外)周期序号原子序数原子半径(nm)结论第一周期1→2……同周期由左向右元素的_________________(不包括稀有气体)第二周期3→90.152→0.071______第三周期11→170.186→0.099______规律：随着原子序数的递增，同周期同主族元素的原子____________________大→小大→小原子半径逐渐减小半径呈现周期性变化3.元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价结论第一周期1→2＋1→0①同周期由左向右元素的_________________(＋1→＋7，O和F无最高正价)；②元素的最低负价由__________价逐渐升高至_____________价；③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价____________(不含O、F)最低价________规律：随着原子序数的递增，元素的_________________________＋1→＋5－4→－1最高正价逐渐升高ⅣA族的－4ⅦA族的－1主要化合价呈现周期性变化（一看）电子层数：电子层数越多，半径越大

。

如

r(K+)>r(Na+)（二看）核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

如

r(N3－)>r(O2－)

（三看）核外电子数：电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

如r(Cl－)>r(Cl)粒子半径大小比较“序大径小”、“价高径小”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×√√×√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√3.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第三周期元素性质的递变实验一：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?实验二：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。实验探究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

现象镁条表面附着_________剧烈反应,溶液变成浅红色少量气泡化学反应-Mg+2H2O==

Mg(OH)2+H2↑结论结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg______,则金属性:________容易Na>Mg(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物质Al(OH)3Mg(OH)2操作

现象A中沉淀_____B中沉淀_____C中沉淀_____D中沉淀_______A、B、C、D试管中的离子方程式A:____________________________B:____________________________C:____________________________D:_______结论Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:___________溶解溶解溶解不溶解Al(OH)3+3H+===Al3++3H2OAl(OH)3+OH-===[Al(OH)4]-Mg(OH)2+2H+===Mg2++2H2O不反应Na>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：_________________容易稳定强Cl>S>P>SiSi、P、S、Cl非金属性强弱比较11～17号元素性质的变化中得出如下的结论：NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱酸性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强4.元素周期律(1)内容:元素的性质随着_________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_____________周期性变化的必然结果。原子序数核外电子排布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×√×××2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐

增强D.从左到右,元素最高正化合价从+1递变到+7(氧、氟除外),最低负化合价从-4递变到-1√3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>MgB.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>OC.KOH的碱性强于Ca(OH)2,金属性:K>CaD.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S√4.下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示A.电子层数

B.最外层电子数C.最高化合价

D.原子半径√5.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是A.最高价含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4B.非金属性：X>Y>ZC.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序逐渐增强D.元素的最低负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序逐渐减小√6.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√7.元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089nm)。元素代号ABCDEFG原子半径/nm0.0370.1600.1430.1020.0990.0740.