1.2.1元素周期律与元素周期表 教学课件 年鲁科版（2019）高中化学必修第二册

第一章

原子结构元素周期律第二节

元素周期律和元素周期表1.2.1元素周期表核心素养目标宏观辨识与微观探析：学生能够从宏观上观察元素性质随原子序数递增的周期性变化，如元素原子的最外层电子数、原子半径、主要化合价的变化规律。同时，从微观层面理解这些变化是由原子核外电子排布的周期性变化所导致，建立起宏观现象与微观结构之间的联系，形成“结构决定性质”的化学观念。证据推理与模型认知：通过分析、处理元素相关数据（如原子半径、化合价等），运用图表（柱状图、线状图等）进行数据可视化，依据证据推理得出元素周期律，构建起元素周期律的模型。学会运用该模型预测元素的性质，如根据已知元素的性质和位置，推测未知元素的原子半径、化合价及其他化学性质，培养逻辑思维和科学预测能力。重点元素周期律的内容（包括原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化）；微粒半径大小比较的规律（“四同”法和“三看”法）；元素化合价与最外层电子数的关系及应用。难点理解元素周期律的实质（原子核外电子排布呈周期性变化），这涉及到微观层面的知识，较为抽象；应用元素周期律分析、预测、比较元素的性质，如根据元素在周期表中的位置推断其性质课前导入课前导入物质世界尽管丰富多彩、变化无穷，但物质都是由元素组成的。人类在长期的生产活动和科学实验中，逐渐认识了元素之间的内在联系和元素性质变化的规律性，并以一定的方式将它们表示出来。目前，已经发现的元素有110多种。在元素周期表中，元素是有序排列的。你是否想过：元素为什么会按照这样的顺序在元素周期表中排列？它们之间存在着什么关系？人们是怎样描述这种关系的？现在向你走来的是北极探险、热气球旅行狂热爱好者、时尚引领者——门捷列夫01元素性质的变化规律原子序数原子序数是元素在元素周期表中的序号，其数值等于该元素原子核内的质子数。其中不难发现原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。下表所列的是部分元素的有关信息，请将表格补充完整后运用作图的方法对表中的各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律如何构建变量关系模型研究变量之间的关系和变化规律时，可以借鉴数学中研究函数的思路，寻找自变量和因变量的关系，具体包括：1.确定自变量。本活动中，以原子序数为自变量。2.选取因变量，寻找自变量和因变量之间的关系。3.选择表达形式，确定用哪种形式呈现变化规律。人们常常借助柱状图或折线图来表示自变量与因变量之间的关系。4.描述规律，表达自变量和因变量之间的关系。例如，可用“随着温度的升高，硝酸钾的溶解度增大”来描述温度与硝酸钾的溶解度之间的关系，其中，温度是自变量，硝酸钾的溶解度是因变量。元素

符号元素

名称原子

序数核电

荷数电子

层数原子最外层电子数原子半

径/nm相对原

子质量最高化合价和最低化合价(常见)H氢11110.0301.008+1He氦2212—4.0030Li锂33210.1526.941+1Be铍44220.1119.012+2B硼55230.08610.81+3C碳66240.07712.01+4,-4N氮77250.07014.01+5,-30氧88260.06616.00-2F氟99270.06419.00-1Ne氖101028—20.180元素

符号元素

名称原子

序数核电

荷数电子

层数原子最外层电子数原子半

径/nm相对原

子质量最高化合价和最低化合价(常见)Na钠1111310.18622.99+1Mg镁1212320.16024.31+2Al铝1313330.14326.98+3Si硅1414340.11728.09+4,-4P磷1515350.11030.97+5,-3S硫1616360.10632.06+6,-2Cl氯1717370.09935.45+7,-1Ar氩181838—39.950最外层电子数变化规律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1～211―→223～1021―→8811～1831―→88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从1到8的周期性变化（第一周期元素除外）原子半径的变化规律原子序数原子半径的变化3～90.152nm―→0.064nm大―→小11～170.186nm―→0.099nm大―→小结论：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（稀有气体元素除外）原子半径的变化规律原子序数化合价的变化(常见)1～2＋1(H)―→0(He)3～10最高正价：＋1―→＋5(O无最高正价、F无正价)最低负价：－4―→－1Ne：011～18最高正价：＋1―→＋7最低负价：－4―→－1Ar：0结论：随着原子序数的递增，元素的最高化合价呈现从+1到+7（O、F除外）、最低化合价呈现从-4到-1（H除外）的周期性变化元素最高价与最低价的关系(1)一般，元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)；最低负化合价＝最外层电子数－8；

|最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。(2)常见元素化合价的特点①H元素：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。②F元素：－1、0价，如NaF、F2，氟元素无正价。③O元素：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，氧元素无最高正价。④金属元素只有正价。⑤非金属元素既有正价又有负价(F和稀有气体元素除外)。02微粒半径大小判断影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，后看核外电子数。微粒半径大小判断◆一看电子层数：电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。◆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(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。◆三看核外电子数：核电荷数相同时，电子数越多，半径越大；如r(Na＋)<r(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。微粒半径大小判断微粒半径大小的规律(1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径越小。(2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。(3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径越大。①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)。②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl－)＞r(Cl)。③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。03元素周期律通过探究可以发现，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价等均呈现周期性变化。在大量科学研究的基础上，人们归纳出一条规律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。元素周期律的发现是19世纪化学科学的重要成就之一，它大大加深了人们对物质世界的认识，指导着人们开展诸如预测元素及其化合物的性质、寻找或合成具有特殊性质的新物质等科学研究工作。元素周期律有力地推动着现代科学技术的发展。元素周期律概述人类对元素周期律的认识人类对元素周期律的认识经历了一个漫长的过程。自道尔顿提出原子论和原子量（现称相对原子质量）概念之后，测定各种元素原子量的工作进展迅速。到19世纪中叶，人们已经获得了60多种元素的原子量数据。以此为基础，科学家开始研究原子量与元素性质之间的关系。俄国科学家门捷列夫和德国科学家迈尔等根据原子量的大小对元素进行分类排列时，发现元素性质随着原子量的递增呈现明显的周期性变化。这就是人们对元素周期律的早期认识。俄国科学家门捷列夫人类对元素周期律的认识后来，英国物理学家莫斯莱（H.Moseley）应用X射线测定了原子核所带正电荷的数目，指出元素原子的核电荷数是元素的根本特征，原子序数是根据元素原子的核电荷数确定的。这样，元素周期律的确立就有了更科学的基础。直到20世纪30年代，科学家弄清了各元素原子的核外电子排布之后，才实现了对元素周期律实质的认识。现在人们已经知道，元素在元素周期表中的位置与原子的核外电子排布密切相关。04课堂小结05课堂练习1．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(

)A．

3517Cl与3717Cl得电子能力不相同B．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱C．同周期元素(0族元素除外)从左到右，原子半径逐渐减小D．若M+和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数R＞MC2．下列有关原子半径的比较不正确的是（

）A．r(Na)>r(Mg)>r(Al) B．r(N)<r(P)<r(As)C．r(Si)>r(N)>r(O) D．r(Al)>r(F)>r(S)D3．有关原子结构的说法正确的是A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半