元素周期律课件高一上学期化学人教版

第一课时

元素性质的周期性变化规律第四章

第二节

元素周期律学习目标1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2、以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，掌握同周期主族元素金属性、非金属性的递变规律。3、理解元素周期律及其本质。导同主族元素，最外层电子数相同，元素性质相似结构:电子层数

。原子半径

。

原子核对最外层电子的吸引力

。性质:失电子能力

。元素金属性、单质还原性

。得电子能力

。元素非金属性、单质氧化性

。增大减弱增强增强减弱减弱增多思+议：1.阅读表格4-5，填写P108思考与讨论2.影响粒子半径大小的因素都有哪些？结合导学案P121规律方法及P120核心归纳，判断下列粒子半径的大小：（1）H、Li、Na、K（2）Na+、Mg2+、Al3+N3-、O2-、F-（3）Cl、Cl-Fe、Fe2+、Fe3+

3.阅读P109探究，预测实验现象，并判断Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl金属性、非金属性变化4.从原子结构角度分析同一周期元素金属性及非金属性递变的原因展+评1.原子核外电子排布的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现_____的周期性变化（第一周期除外）。一、1~18号元素性质的周期性变化规律1~8展+评2.原子半径的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素（除稀有气体外）的原子半径呈现__________的周期性变化。由大到小一、1~18号元素性质的周期性变化规律展+评3.元素化合价的周期性变化一、1~18号元素性质的周期性变化规律元素化合价规律：①金属无负价，氟无正价，氧无最高正价②最高正价=主族序数=

最外层电子数（F、O除外）③│最高正价│+│

最低负价│=8④H化合价：+1、0、-1；O化合价：+2、+1、0、-1、-2。

规律:随着原子序数的递增,元素的化合价呈周期性变化,即同周期,最高正化合价:

(O无最高正化合价,F无正化合价),最低负化合价:

。

+1→+7-4→-1OF2O2F2展+评二、粒子半径大小比较（一看）电子层数：电子层数

，半径

。

如

r(K)

r(Na)

r(O)（二看）核电荷数：电子层排布相同时，核电荷数

，半径

。

如r(S2－)

r(Cl－)

r(K+)（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

，半径

。

如

r(Cl－)

r(Cl)越多越大

＞

＞越大越小越多越大

＞

＞

＞

判断下列粒子半径的大小（1）Li、Na、K（2）Na+、Mg2+、Al3+N3-、O2-、F-

（3）Cl、Cl-Fe、Fe2+、Fe3+

展+评r(Li)<r(Na)<r(K)r(N3-)

>r(O2-)

>r(F-)>r(Na+)

>r(Mg2+)

>r(Al3+)r(Cl)<r(Cl-)r(Fe)

>r(Fe2+)>r(Fe3+)

r(N3-)

>r(O2-)

>r(F-)r(Na+)

>r(Mg2+)

>r(Al3+)二、粒子半径大小比较展+评（1）钠、镁、铝元素金属性的递变规律原理现象结论金属与水反应置换出H2的难易。加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为:可得出金属性：>Na___Mg。三、同周期元素金属性和非金属性的周期性变化展+评

（1）钠、镁、铝元素金属性的递变规律原理最高价氧化物对应水化物(即氢氧化物)的碱性强弱现象沉淀溶解情况沉淀________沉淀________沉淀_____沉淀_______相关反应的化学方程式

逐渐溶解逐渐溶解溶解不溶解Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋NaOH=Na[Al(OH)4]Mg(OH)2＋2HCl=MgCl2＋2H2O三、同周期元素金属性和非金属性的周期性变化展+评三、同周期元素金属性和非金属性的周期性变化钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，这说明铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。结论最高价氧化物对应水化物碱性：元素金属性：Na>Mg

>AlNaOH>Mg(OH)2

>Al(OH)3展+评Si<P<S<Cl思考：如何比较Si、P、S、Cl四种非金属的非金属性强弱呢？

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稳定最高价氧化物对应水化物（即最高价含氧酸）酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4（最强的无机含氧酸）非金属性：三、同周期元素金属性和非金属性的周期性变化展+评NaMgAlSi

P

S

Cl金属性逐渐

，非金属性逐渐

。减弱增强结论：同周期元素，从左到右，核电荷数依次

，原子半径逐渐

；失电子能力逐渐

，得电子能力逐渐

；金属性逐渐

，非金属性逐渐

。由上述可知，第三周期元素金属性、非金属性变化规律：三、同周期元素金属性和非金属性的周期性变化增多减小减弱增强减弱增强增多减小减弱增强判断金属性强弱的5种依据

判断依据判断方法原子半径同周期或同主族元素,原子半径越大,金属性越强与水(或酸)反应越易置换出H2,金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性碱性越强,金属性越强金属单质间的置换反应A能从B的盐溶液中置换出B,A的金属性比B的强单质的还原性或简单阳离子的氧化性单质还原性越强,元素金属性越强;简单阳离子氧化性越弱,元素金属性越强展+评判断非金属性强弱的7种依据

判断依据判断方法原子半径同周期或同主族元素,原子半径越小,非金属性越强单质与H2化合的难易或气态氢化物的稳定性单质与H2越易化合,气态氢化物越稳定,非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性酸性越强,非金属性越强非金属单质的置换反应A能从水溶液或气体中置换出B,A的非金属性比B强单质的氧化性或简单阴离子的还原性单质氧化性越强,简单阴离子还原性越弱,元素非金属性越强单质与变价金属反应的产物产物中金属离子的化合价越高,非金属性越强。元素的化合价共价化合物AmBn中显负价的元素的非金属性更强展+评展+评(1)概念：元素的性质随着元素

的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。(2)内容：随着元素

的递增，元素的

(稀有气体除外)、元素的

性和

性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。(3)实质：元素周期律是元素原子

随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。核电荷数核电荷数原子半径金属非金属核外电子排布四、元素周期律展+评内容同周期（→）同主族（↓）电子层数相同逐渐递增最外层电子数逐渐增多相同原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）逐渐增大最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强逐渐减弱碱性逐渐减弱逐渐增强非金属气态氢化物形成难易难

→

易易

→

难稳定性逐渐增强逐渐减弱元素金属性逐渐减弱逐渐增强元素非金属性逐渐增强逐渐减弱小结检C

检

B选项事实结论AHF的沸点高于HCl非金属性:F>ClBH2SO3的酸性强于H2CO3非金属性:S>CC氧化性:HClO>H2CO3非金属性:Cl>CD热稳定性强弱:HBr>HI非金属性:Br>I3、下列事实得出的结论正确的是D检3.下列事实不能作为元素的金展性或非金属性强弱判断依据的是A．Zn和Fe分别与稀硫酸反应，判断金属性强弱：Zn＞FeB．Mg投入CuCl2