化学人教版（2019）必修第一册4.2 元素周期律（共32张ppt）

(共32张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节　元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
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.能结合有关资料说明元素周期律(表)对合成新物质、寻找新材料的指导作用。
问题预设及反馈
1. 同主族元素金属性、非金属性的递变规律如何分析？
那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
一、元素性质的周期性变化规律
（1）核外电子排布
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1----8的周期性变化(第一周期除外)。
Na
Mg
Al
2
1
8
+11
2
2
8
+12
2
5
8
+15
2
6
8
+16
2
7
8
+17
2
8
8
+18
2
3
8
+13
2
4
8
+14
Si
P
S
Cl
Ar
（2）原子半径
一、元素性质的周期性变化规律
【说明】：稀有气体元素的原子半径与相邻非金属元素的测定依据不同，不具有可比性。
规律：(除稀有气体外)
同主族，从上到下，依次_________，
同周期，从左到右，依次_________。
增大
减小
一、元素性质的周期性变化规律
（2）原子半径
思考：原子半径呈现上述变化规律的原因？
半径的影响因素：电子层数、核电荷数
同一主族，最外层电子数相同，从上到下，电子层数越多，原子半径越大。
同一周期，电子层数相同，从做到右，核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 。核电荷数的增加半径 ，
增强
减小
例1、比较以下离子的半径大小 ：
粒子半径的大小比较
“序大径小”
① O2-、F-_______________，
O2- > F-
1）同周期：
电子层数相同
核电荷数越大↑，粒子半径越小↓
Na Mg Al Si P S Cl
Na+ Mg2+ Al3+ Si P3- S2- Cl-
突变
r↓
r↓
r↓
③O2-、S2- ，
例2、比较以下离子的半径大小 ：
粒子半径的大小比较
2）同主族：
O2-< S2-
“序大径小”
电子层数越多↑，半径越大↑
最外层电子数相同
7
F
Cl
Br
F-
Cl-
Br-
r↑
r↑
粒子半径的大小比较
3）同元素：
核外电子越多，粒子半径越大
“阴大阳小、价高径小”
核电荷数相同
Na
Na+
核外电子数越多，
原子核外间的斥力更大
Cl粒子半径：
Na > Na+
① Cl、Cl- ，
例3、比较以下离子的半径大小 ：
② Fe、Fe2+、Fe3+ ，
Fe > Fe2+ > Fe3+
核电荷数越大，粒子半径越小
例4、比较以下离子的半径大小 ：
O2- > Na+ > Mg2+ > Al3+
粒子半径的大小比较
① Cl-、K+、Ca2+ _______________________，
4）同结构：
电子层结构相同
O2- Na+ Mg2+ Al3+
均为10e-
粒子半径：
核电荷数越多，
对核外电子吸引力更大
Cl- > K+ > Ca2+
（电子层数相同时) 核电荷数越大，粒子半径越小。
[总结]离子半径的大小比较
2）看——核电荷数：
（最外层电子数相同时) 电子层数越多，半径越大。
1）看——电子层数
3）看——核外电子数：
（电子层数、核电荷数相同时）核外电子越多，粒子半径越大。
“三看”法
3、请对下列粒子半径大小进行排序
O 、S、Si 、Al
Na+ 、Mg2+、O2-、F-
学以致用
Mg2+Al>Si>S>O
1、短周期中，原子半径最大的是？
2、下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列的是（ ）
A.Na、Mg、Al B.Cl、P、S
C.Na、N、F D.Cl、Br、I
Na
D
原子序数 1 2
元素符号 H He
最高正化合价
最低负化合价
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素符号 Li Be B C N O F Ne
最高正化合价
最低负化合价
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高正化合价
最低负化合价
＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4 －3 －2 －1
＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
－4 －3 －2 －1
[探究]元素化合价的变化规律
+1
－1
0
0
0
＋5
（3）化合价
（1）金属无负化合价，F无正价，O无最高正价。
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl
最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7
最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ___ ＋5 ＋6 ___
最低负化合价 －4 －3 －2 －1
＋4
＋7
(3)非金属元素:
(2)主族元素:
最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数
(O、F除外)
｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8
或 最低负价 = 最高正价－8
完成课本102页思考与讨论
2
3
1 →8
1 →8
0.186nm → 0.099nm
大 →小
+1 -----------→ +7
-4 →-1 →0
随着原子序数的递增
原子的核外电子排布
原子半径
化合价
呈现周期性的变化
（4）金属性、非金属性
[探究]元素金属性和非金属性的变化规律
[演示实验]取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。
【实验现象】
未加热时：
加热时：
溶液变红色
无现象
与Na和水的反应相比，反应难易程度如何？
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
即金属性强弱：
Na Mg
＞
与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁
[探究]元素金属性和非金属性的变化规律
[演示实验]向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。
AlCl3溶液
氨水
HCl溶液
NaOH溶液
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH－ = AlO2－ + 2H2O
白色絮状沉淀
两性氢氧化物：与酸、碱都反应，生成盐和水的氢氧化物
科学事实：
碱性强弱：
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
强碱 中强碱 两性氢氧化物
＞
＞
金属性强弱：
Na Mg Al
＞
＞
[探究]元素金属性和非金属性的变化规律
Si P S Cl
氧化物的水化物
酸 性
酸性变化
结 论
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
（硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸）
弱酸 中强酸 强酸 强酸
逐渐增强
非金属性逐渐增强
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
非金属性强弱：
Si P S Cl
＜
＜
＜
[探究]元素金属性和非金属性的变化规律
（4）金属性、非金属性
金属性增强
、非金属性减弱
非金属性增强，金属性减弱
练习
1、下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是(　　)。
①HCl比H2S稳定　②HClO的氧化性比H2SO4强　
③HClO4的酸性比H2SO4强　④Cl2能与H2S反应生成S　
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有6个电子
A.②⑤　　B.①②　　C.①②④　　D.①③⑤
答案　A
2、下列递变规律正确的是(　　)。　　　　　　　　　　　　　　　　　 A.HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次增强
B.HCl、HBr、HI的稳定性依次增强
C.钠、镁、铝的还原性依次减弱
D.Na+、Mg2+、Al3+的离子半径逐渐增大
答案　C
练习
3、下列各组元素性质的递变情况错误的是(　　)。
A.B、C、N原子最外层电子数依次增多
B.Na、Mg、Al元素最高正价依次升高
C.Li、Be、B原子半径依次增大
D.Be、Mg、Ca的电子层数依次增多
答案　C
练习
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金属区
金属区
稀
有
气
体
元
素
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
Cs
Be
1、金属元素性质递变规律
既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
左下：
金属性越强
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金属区
金属区
稀
有
气
体
元
素
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
Cs
F
Be
2、非金属元素的性质递变规律
左下：
金属性越强
右上：
非金属性越强
例1、用元素符号或化学式填空，1-18号元素(除稀有气体元素):
1）最高价氧化物的水化物酸性最强的是 。
2）碱性最强的是 。
3）气态氢化物稳定性最强的是 。
4）原子半径最大的是__________。
NaOH
HClO4
HF
Na
二、元素周期表/律的应用
寻找新物质
(1)在金属与非金属分界处可以寻找半导体材料。
(2)研究氟、氯、硫、磷、砷附近元素,制造新农药。
(3)在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
二、元素周期表/律的应用
谢谢观看