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元素周期律
——同周期、同主族元素性质的变化规律
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期律（4）
电子层数逐渐增多
碱金属元素
IA族
卤族元素
ⅦA族
同主族元素
最外层电子数相等，元素性质相似
元素金属性增强
失电子能力逐渐增强
元素非金属性减弱
得电子能力逐渐减弱
课前回顾
回顾碱金属元素、卤素的原子结构和性质，总结元素周期表中同主族元素性质的相似性和递变规律。
一、提出探究主题
元素周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
二、从表观数据中寻找规律
观察并思考教材表4-5中的数据，分小组讨论，随着原子序数的递增，各周期主族元素原子的核外电子排布呈现什么规律性的变化
由左向右，元素原子的最外层电子数逐渐增加
第一周期1→2
第二周期和第三周期都是1→8
最外层电子数
876
5
4
3
2
1
0
10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 2 3 4 5 6 7 8 9
B C N O F
He Li Be
Ne Na Mg Al Si
P S Cl Ar
H
Na
二、从表观数据中寻找规律
观察表中元素原子半径的数据，随着原子序数的递增，各周期主族元素的原子半径呈现什么规律性的变化
除稀有气体外，同周期主族元素的原子半径由左向右，逐渐减小。
原子序数与原子半径关系直观图
短周期主族元素中，原子半径最小和最大的元素分别是什么
H
Li
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
二、从表观数据中寻找规律
观察教材表4-5中的数据，随着原子序数的递增，各周期主族元素的化合价呈现什么规律性的变化？
由左向右，元素的最高正价逐渐升高（＋1→+7，O和F无最高正价）；
元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价。
化合价
最外层电子数
原子序数
876
5
4
3
2
1
0
10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 2 3 4 5 6 7 8 9
+7+6
+5
+4
+3
+2
+1
0
-1
-2
-3
-4
B C N O F
He Li Be
Ne Na Mg Al Si
P S Cl Ar
H
三、从数据中预测规律
同周期主族元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现出周期性的变化，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢
金属元素最外层电子数少于4，易失去电子；随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，还原性逐渐减弱，金属性减弱。
非金属元素最外层电子数等于或多于4，容易得到电子；随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力增强，氧化性增强，非金属性增强。
三、从数据中预测规律
如何设计实验证明第三周期的金属元素 Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢
讨论：与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
科学事实：利用KCl、NaCl等有阻止氢氧化镁薄膜在镁条上形成的作用，可将水改成食盐水等进行实验。
实验：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，再观察现象。
三、从数据中预测规律
如何设计实验证明第三周期的金属元素 Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢
实验：向试管中加入2 mL 1 mol/L AlCl3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2 mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。用2 mL 1 mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。
Al(OH)3在盐酸或 NaOH溶液中都能溶解。
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O Al(OH)3+OH-= AlO2-+2H2O
氯化镁溶液中加入NaOH溶液得到 Mg(OH)2白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加 NaOH溶液不溶解
三、从数据中预测规律
科学事实：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。
铝虽然是金属，但已经表现出一定的非金属性。
钠、镁、铝的金属性逐渐减弱
金属性越强，
其单质从水（或酸）中反应置换出氢气的能力越强，
最高价氧化物的水化物即氢氧化物的碱性越强。
三、从数据中预测规律
第三周期非金属元素单质与氢气反应、最低化合价、气态氢化物热稳定性比较表
元素的非金属性越强，与氢气化合生成气态氢化物的能力越强，氢化物的稳定性越强。
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与氢气的反应 高温下反应 磷蒸气与氢气能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl
最低化合价 -4 -3 -2 -1
气态氢化物的热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
如何设计实验证明第三周期非金属元素硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强
三、从数据中预测规律
如何设计实验证明第三周期非金属元素硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强
非金属元素硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱表
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物（合氧酸）的酸性强弱 H3SiO3 （硅酸） 弱酸 H3PO4 （磷酸） 中强酸 H2SO4 （硫酸） 强酸 HCIO4
（高氯酸）
强酸
（酸性比H2SO4强）
硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强，
其最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强。
四、揭秘“元素周期律”
第三周期元素金属性与非金属性强弱的宏观判断方法
金属性越强：
①其单质从水（或酸）中反应置换出氢气的能力越强，
②最高价氧化物的水化物即氢氧化物的碱性越强。
非金属性越强：
①其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，
②与氢气化合生成气态氢化物的能力越强，
③氢化物的稳定性越强。
根据原子结构和原子半径的变化规律，从微观上预测其他周期元素金属性和非金属性的变化规律。
四、揭秘“元素周期律”
其他周期主族元素的递变规律相同
元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈周期性变化。
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族中，从上至下核电荷数递增，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。金属性递增，非金属性递减。
元素的性质是由最外层电子决定的，元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
课堂总结
同周期元素性质的变化规律
原子结构由左向右，核电荷数依次增多，元素原子的最外层电子数递增（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）；
原子半径递减，元素的最高正价递增（+1→+7，O和F无最高正价），元素的最低负价由IVA族的-4价递增至VIIA族的-1价。
原子结构
元素周期律
第三周期元素金属性和非金属性的递变
从左到右，金属性递减，其单质从水（或酸）中反应置换出氢气的能力越弱，最高价氧化物的水化物即氢氧化物的碱性越弱。
从左到右，非金属性递增，其最高价氧化物对应的水化物的酸性依次递增，与氢气化合生成气态氢化物的能力递增，气态氢化物的稳定性递增。
元素周期律
宏观验证
