高中化学人教版（2019）必修第一册4.2 元素周期律（教学课件）-（28张PPT）

第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
元素原子结构与化合价的周期性变化
第三周期元素性质的递变
元素周期律
元素周期表和元素周期律的应用
目 录
1.原子核外电子排布的周期性变化

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性的变化(第一周期除外)。
2．原子半径的周期性变化规律

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(0族除外)。
同周期主族元素的原子电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增大，核对外层电子的引力依次增强，所以半径依次减小。
3.元素化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现由+1价到+7价、最低负价呈现由-4价到-1价的周期性变化。
不是。因为O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，不能失去电子，故氧一般不显正化合价，氟无正化合价。
1.钠、镁、铝金属性强弱比较
(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，发出“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞溶液变红。该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na+2H2O══2NaOH+H2↑。
(2)实验②中，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。该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方
程式为： Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑。
(3)实验③中，向Al(OH)3沉淀中分别滴加2 mol·L-1盐酸和2 mol·L-1 NaOH溶液，都出现溶解现象，相应的离子方程式为
(4)实验④中，向Mg(OH)2沉淀中分别滴加2 mol·L-1盐酸和2 mol·L-1 NaOH溶液，其中滴加稀盐酸的试管内的沉淀溶解，相应的离子方程式为Mg(OH)2+2H+══Mg2++2H2O；滴加NaOH溶液的试管内无明显变化。
结论:钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
2.Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
非金属元素
Si
P
S
Cl
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
结论
Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
3.同周期元素性质递变规律
定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
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。?
内容
同周期(从左到右，稀有气体元素除外)
同主族(从上到下)
离子
阳离子氧化性
增强
减弱
阴离子还原性
减弱
增强
氢化物
稳定性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物的水化物
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
1.同周期——“序大径小”(不考虑稀有气体元素)
(1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。
(2)举例：第三周期中r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
2.同主族——“序大径大”
(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例：r(Li)3.同元素
(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：r(Na+)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)4.同结构——“序大径小”
(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
(2)举例：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
一、元素的金属性、非金属性变化
1.金属与非金属的划分
(1)虚线的左下方是金属元素(氢除外)，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。
(2)位于分界线附近元素的性质：既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。?
2.元素化合价与元素在周期表中的位置关系
(1)主族元素最高正化合价=族序数=最外层电子(价电子)数。
(2)非金属元素的化合价:
①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数。
②负化合价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数(H为2电子稳定结构)。
③同一元素的最高正化合价与负化合价的绝对值之和等于8。
二、元素周期表和元素周期律的应用
(1)预测未知元素的性质。
依据：同主族元素性质的递变规律。
如根据卤族元素的性质递变规律，可推知At2应为有色固体，与氢难化合,HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(2)比较元素的性质。
依据：元素周期律。
如比较H2SO4和H2SeO4的酸性强弱，因为S、Se同主族，从上
至下，元素的非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物
酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。
(3)解释实验现象：如氟气通入氯化钠溶液中，不是置换出氯气，而是与水发生剧烈反应，由元素非金属性的递变规律知氟元素的非金属性最强，氟气是氧化性最强的非金属单质。
(4)指导其他与化学相关的科学技术。如在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到半导体材料。在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
1.“位置”“结构”“性质”之间的关系的解读