课时1认识同周期元素性质的递变规律课件-高一下学期化学鲁科版

认识同周期元素性质的递变规律第1章原子结构元素周期律"元素周期律与周期表：开启化学新纪元"

19世纪，化学家积累了大量元素及其性质的数据，门捷列夫等科学家发现元素性质随原子量呈现周期性变化，1869年，门捷列夫提出第一张元素周期表，并预言了未知元素。"从此，人们对丰富多彩的物质世界的认识更加系统。"

元素周期表将看似杂乱无章的元素按规律排列，揭示了元素性质的周期性变化规律，使化学知识更加系统化、条理化。一、认识同周期元素性质的递变规律现以第3周期元素为例，研究元素原子失电子能力或得电子能力的变化规律。第3周期元素原子得失电子能力的比较第3周期包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、氩（Ar）八种元素，请运用实验探究、查阅资料等方法认识这些元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。实验探究实验目的：比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱。实验用品：金属钠（切成小块），表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2

溶液，AlCl3

溶液，蒸馏水；烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹，小刀，镊子，玻璃片，滤纸等。注意事项：实验时应佩戴护目镜。取用金属钠时，用镊子取出一小块，用滤纸吸干表面的煤油，将其放在玻璃片上，用小刀切下绿豆粒大小使用。有金属钠参与的反应，须在烧杯中进行。将金属钠放入盛有试剂的烧杯后，应立即盖上表面皿。实验探究实验探究◆实验现象：钠与水剧烈反应;镁与水加热前不反应,加热后反应缓慢,有无色气泡冒出,溶液变为浅红色;铝放入冷水中无明显现象,将水加热后无明显现象◆实验结论：钠与冷水反应,化学方式:2Na+2H2O2=NaOH+H2↑;镁与冷水不反应,能与热水反应,反应的化学方程式为Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑;铝与水不反应实验探究◆实验现象：两支试管内都有无色气泡冒出,但放镁条的试管中生成气体的速率较大◆实验结论：镁、铝都能置换出酸中的氢,但镁条更容易,反应的化学方程式分别为Mg+2HCl=MgCl2+H2↑,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑实验探究◆实验现象：加入NaOH溶液后产生白色沉淀,把沉淀分成两等份,其中一份加入稀盐酸,沉淀溶解,另一份加入NaOH溶液,沉淀不溶解◆实验结论：碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2

实验探究◆实验现象：加入NaOH溶液后产生白色沉淀,把沉淀分成两等份,其中一份加入稀盐酸,沉淀溶解,另一份加入NaOH溶液,沉淀溶解◆实验结论：碱性由强到弱的顺序为：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

钠、镁、铝元素原子失电子能力:Na>Mg>Al请阅读以下材料，从中获取证据，验证你对硅、磷、硫、氯等元素原子得电子能力相对强弱的预测。硅的最高价氧化物（SiO2）对应的水化物是硅酸（H2SiO3）。硅酸难溶于水，是一种很弱的酸。磷的最高价氧化物（P2O5）对应的水化物是磷酸（H3PO4）。磷酸属于中强酸。磷蒸气与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢（PH3）。硫的最高价氧化物（SO3）对应的水化物是硫酸（H2SO4）。硫酸是一种强酸。硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢（H2S）。硫化氢在较高温度时可以分解。氯的最高价氧化物（Cl2O7）对应的水化物是高氯酸（HClO4）。高氯酸的酸性比硫酸强。氯气与氢气能在光照或点燃的条件下反应生成稳定的气态氢化物——氯化氢。思路引导通过单质与氢气的反应、最高价氧化物对应水化物的酸性比较元素原子的得电子能力利用有关物质的性质来判断元素原子得电子能力的强弱时，可以采用下列方法：1.比较元素的单质与氢气化合的难易程度，以及所生成的气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，表明元素原子得电子的能力越强。2.比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般来说，一种元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明这种元素原子得电子的能力越强。硅、磷、硫、氯原子得电子能力的比较元素SiPSCl单质与H2化合条件高温较高温度加热点燃或光照气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S较不稳定HCl稳定稳定性越来越强最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强无机含氧酸酸性逐渐增强结论Si

P

S

Cl归纳总结同周期主族元素得失电子能力的递变规律(1)规律：同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。(2)理论解释同周期主族元素，从左到右，原子的核外电子层数相同，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。元素周期表中金属元素与非金属元素的分区分界线附近的元素既能表现出一定的金属元素的性质，又能表现出一定的非金属元素的性质。例如，硅元素属于非金属元素，锗元素属于金属元素，但它们的单质均具有半导体的性质。二、同周期主族元素原子结构与性质的递变规律项目同周期(从左到右，稀有气体除外)最外层电子数由1递增至7(第1周期除外)主要化合价最高正价：＋1→＋7(O、F除外)负价：－4→－1原子半径逐渐减小得、失电子能力失电子能力减弱，得电子能力增强单质的氧化性、还原性还原性减弱，氧化性增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强非金属的氢化物形成由难到易，稳定性由弱到强金属单质与水、酸反应越来越难同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强元素原子得失电子能力强弱的判断依据1.元素原子失去电子能力强弱的判断依据(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。元素原子得失电子能力强弱的判断依据2.元素原子得电子能力强弱的判断依据(1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。(3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。(4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N