化学人教版（2019）必修第一册4.2元素周期律（共33张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）必修第一册4.2元素周期律（共33张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 5.5MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-05-26 20:30:42 | ||
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文档简介
(共33张PPT)
第四章、物质结构 元素周期律
第二节、元素周期律
学习目标
学习和了解元素周期律。
2
探索第三周期元素性质的递变规律，归纳并掌握同周期元素性质的递变规律。
1
掌握元素周期表中元素的分布，掌握元素周期表中元素的递变规律。
3
熟悉元素周期律的应用。
4
第一课时 元素性质的周期性变化规律
新课导入
通过对碱金属、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
表4—5 1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价
第一周期 原子序数 1 2
元素名称 氢 氦
元素符号 H He
核外电子排布
原子半径/nm 0.037 -
主要化合价 +1 0
注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。
一、同周期主族元素性质的递变规律
第二周期 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符号 Li Be B C N O F Ne
核外电子排布
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 -
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1 0
第三周期 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外电子排布
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 -
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
表4—5 1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价
一、同周期主族元素性质的递变规律
1、核外电子排布：
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多。
（除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个）
2、原子半径：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小。
同一周期，电子层数相同，从左向右，核电荷数增多，核对外层电子吸引能力增强，外层电子离核越近，原子半径减小。
3、最高正化合价：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，最高正化合价从+1到+7（氧、氟例外）
最高正价 = 最外层电子数
（氧，氟例外，氟无正价，氧无最高正价）
4、非金属元素的最低负价：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数的增大，从第四主族到第七主族，化合价升高（从-4到-1）
最低负化合价数 = 最外层电子数 –8
（金属元素无负化合价）
最外层电子数大于或等于4则出现负价
观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价各呈现什么规律性变化？
思考·讨论
原子序数 电子层数 最外层 电子数 原子半径的变化 （不考虑稀有气体元素） 最高或最低化合价的变化
1~2 1 1 2 —— +1 0
3~10 0.152nm 0.071nm 大 小 +1 +5
-4 -1 0
11~18
2
3
1 8
1 8
0.186nm 0.099nm
大 小
+1 +7
-4 -1 0
结论：同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、
原子半径和化合价都呈现周期性变化。
思考·讨论
Na Mg Al Si P S Cl
原子半径逐渐减小
离子半径呢？？
粒子半径大小比较：优化方案P106
三看：
一看电子层数：
电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：
电子层数相同，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：
电子层数和核电荷数都相同时，核外电子数越多，半径越大。
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？
思考·讨论
金属元素的原子失电子的难易程度，金属元素的原子越容易失电子，
则元素金属性就越强。
金属性：
【注意】：金属性和非金属性强弱与得失电子数目的多少无关。
非金属性：
非金属元素的原子得电子的难易程度，非金属元素的原子越容易得电子，
则元素非金属性就越强。
探究：第三周期元素性质的递变
（1）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。
镁条
酚酞溶液
无明显现象
一、同周期主族元素性质的递变规律
过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？
镁条
探究：第三周期元素性质的递变
钠与水反应钠比镁要剧烈得多，所以钠的金属性要比镁大得多。元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
加热
有气泡产生，溶液变成红色
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。
沉淀
2mol/L NaOH
沉淀
2mol/L盐酸
（2）向试管中加入2mL 1mol/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。将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一只试管中滴加2mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。
探究：第三周期元素性质的递变
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH- = AlO-2 + 2H2O
用2mL 1mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并 进行比较。
Mg(OH)2只在酸中溶解。
钠、镁、铝是金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱如下：
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。
性质 Na Mg Al
最高价
最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性
探究：第三周期元素性质的递变
+1
+2
+3
Na2O
MgO
Al2O3
NaOH是强碱
Mg(OH)2
是中强碱
Al(OH)3是
两性氢氧化物
硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下：
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
探究：第三周期元素性质的递变
性质 Si P S Cl
最高价
最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性
H2SiO3
是弱酸
H3PO4
是中强酸
H2SO4
是强酸
HClO4是强酸
(酸性更强)
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
+4
+5
+6
+7
性质
单质与氢气反应条件
氢化物的稳定性
Si
P
S
Cl
高温
磷蒸气与氢气能反应
需加热
光照或点燃
探究：第三周期元素性质的递变
一、同周期主族元素性质的递变规律
很不稳定
不稳定
较不稳定
稳定
结论：与H2越容易反应，生成的氢化物越稳定，非金属性越强。
Na Mg Al Si P S Cl
在第三周期的主族元素中，从左到右，随着核电荷数依次增多，金属性逐渐降低，非金属性逐渐增强。
5、金属性、非金属性：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，金属性越来越弱，非金属性越来越强
用结构观点解释：
同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层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.
元素金属性强弱判断依据(记！)总结：优化方案P110聚焦突破（七）
1、根据元素周期表判断：
2、根据金属活动顺序表判断：
3、根据单质及其化合物的性质判断：
4、根据金属单质间的置换反应判断：
①同一主族，从上到下：原子的金属性逐渐增强
②同一周期，从左到右：原子的金属性逐渐减弱
③排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
④金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。
⑤最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。
⑥金属性(还原性) ：还原剂>还原产物
5、一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；
对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
⑦金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
元素非金属性强弱判断依据(记！)总结：优化方案P110聚焦突破（七）
1、根据元素周期表判断：
2、根据单质及其化合物的性质判断：
3、根据非金属单质间的置换反应判断：
①同一主族，从上到下，非金属性逐渐减弱。
②同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强；
③与H2化合越容易，非金属性越强
④形成气态氢化物越稳定，非金属性越强
⑤最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
⑥非金属性（氧化性）：氧化剂>氧化产物
4、一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强;对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。
⑦非金属阴离子还原性越强，其非金属性越弱
5、根据与同一种金属反应,生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如:Fe与 Cl2、O2、S的反应。
通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
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。
一、同周期主族元素性质的递变规律
原子结构与元素周期表
课堂小结
同周期元素的递变
元素周期律
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，①核电荷数依次增多，
②原子半径逐渐减小，
③失电子能力逐渐减弱，
④得电子能力逐渐增强。
因此，⑤金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。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。
通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
新课导入
元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
（1）元素周期表有多少横行就有多少周期，
但不是有多少列就有多少族
（2）周期是电子层数相同的元素集合，
族是性质相似的元素集合
（3）族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，
而不是ⅡA
（4）元素种类最多的族是ⅢB，其次是Ⅷ族。
（5）元素种类最少的周期是第一周期，
元素种类最多的周期是第六、七周期
（6）如果原子序数为x的元素是的ⅡA元素，则原子序数为(x+1)的元素可能是ⅢA元素或ⅢB元素
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
二、元素周期表和元素周期律的应用
对元素周期表中的相似元素进行分区，以便分析和观察不同元素之间的联系和区别。
元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
二、元素周期表和元素周期律的应用
短周期金属性最强的元素：Na
非金属性最强的元素：F
最高价氧化物对应的水化物的酸性最强：HClO4
主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
金属性最强的元素：CS
最高价氧化物对应的水化物的碱性最强：CsOH
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
原子半径逐渐减小
原子半径逐渐增大
原子半径增大
原子半径逐渐减小
二、元素周期表和元素周期律的应用
短周期原子半径最大：Na
原子半径最小：H
主族元素从上到下，从左到右，原子半径存在着一定的递变规律。
原子半径最小（除H）：F
原子半径最大：CS
例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。
（1）主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数（价电子）相同。
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
二、元素周期表和元素周期律的应用
（2）、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。
例如：C的最高正化合价是+4，负化合价为-4，两者的绝对值之和为8。
最外层电子数＝主族序数＝主族最高正价
8－主族序数＝8－最高正价＝ │最低负价│
（1）对化学研究的指导作用
3、元素周期表和元素周期律的应用
二、元素周期表和元素周期律的应用
优化方案P115聚焦突破（八）：元素“位、构、性”关系的相互推断
①根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研究元素性质的变化规律；
②根据元素的原子结构可以推测其在周期表中的位置和性质。
③科学家依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。
周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种有效方法。
①在周期表中，金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到研制与它同族的硅。
3、元素周期表和元素周期律的应用
二、元素周期表和元素周期律的应用
（2）对社会生产的指导作用
②通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。
③人们还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。
门捷列夫的预言
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。
科学史话
门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。
预测 锗
相对原子质量 72 72.6
密度 5.5 5.32
氧化物 MO2 GeO2
氧化物的密度 4.7 4.72
氯化物 MCl4 GeCl4
氯化物的沸点 <100 84
第四章、物质结构 元素周期律
第二节、元素周期律
学习目标
学习和了解元素周期律。
2
探索第三周期元素性质的递变规律，归纳并掌握同周期元素性质的递变规律。
1
掌握元素周期表中元素的分布，掌握元素周期表中元素的递变规律。
3
熟悉元素周期律的应用。
4
第一课时 元素性质的周期性变化规律
新课导入
通过对碱金属、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
表4—5 1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价
第一周期 原子序数 1 2
元素名称 氢 氦
元素符号 H He
核外电子排布
原子半径/nm 0.037 -
主要化合价 +1 0
注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。
一、同周期主族元素性质的递变规律
第二周期 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符号 Li Be B C N O F Ne
核外电子排布
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 -
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1 0
第三周期 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外电子排布
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 -
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
表4—5 1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价
一、同周期主族元素性质的递变规律
1、核外电子排布：
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多。
（除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个）
2、原子半径：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小。
同一周期，电子层数相同，从左向右，核电荷数增多，核对外层电子吸引能力增强，外层电子离核越近，原子半径减小。
3、最高正化合价：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，最高正化合价从+1到+7（氧、氟例外）
最高正价 = 最外层电子数
（氧，氟例外，氟无正价，氧无最高正价）
4、非金属元素的最低负价：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数的增大，从第四主族到第七主族，化合价升高（从-4到-1）
最低负化合价数 = 最外层电子数 –8
（金属元素无负化合价）
最外层电子数大于或等于4则出现负价
观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价各呈现什么规律性变化？
思考·讨论
原子序数 电子层数 最外层 电子数 原子半径的变化 （不考虑稀有气体元素） 最高或最低化合价的变化
1~2 1 1 2 —— +1 0
3~10 0.152nm 0.071nm 大 小 +1 +5
-4 -1 0
11~18
2
3
1 8
1 8
0.186nm 0.099nm
大 小
+1 +7
-4 -1 0
结论：同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、
原子半径和化合价都呈现周期性变化。
思考·讨论
Na Mg Al Si P S Cl
原子半径逐渐减小
离子半径呢？？
粒子半径大小比较：优化方案P106
三看：
一看电子层数：
电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：
电子层数相同，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：
电子层数和核电荷数都相同时，核外电子数越多，半径越大。
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？
思考·讨论
金属元素的原子失电子的难易程度，金属元素的原子越容易失电子，
则元素金属性就越强。
金属性：
【注意】：金属性和非金属性强弱与得失电子数目的多少无关。
非金属性：
非金属元素的原子得电子的难易程度，非金属元素的原子越容易得电子，
则元素非金属性就越强。
探究：第三周期元素性质的递变
（1）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。
镁条
酚酞溶液
无明显现象
一、同周期主族元素性质的递变规律
过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？
镁条
探究：第三周期元素性质的递变
钠与水反应钠比镁要剧烈得多，所以钠的金属性要比镁大得多。元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
加热
有气泡产生，溶液变成红色
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。
沉淀
2mol/L NaOH
沉淀
2mol/L盐酸
（2）向试管中加入2mL 1mol/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。将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一只试管中滴加2mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。
探究：第三周期元素性质的递变
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH- = AlO-2 + 2H2O
用2mL 1mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并 进行比较。
Mg(OH)2只在酸中溶解。
钠、镁、铝是金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱如下：
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。
性质 Na Mg Al
最高价
最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性
探究：第三周期元素性质的递变
+1
+2
+3
Na2O
MgO
Al2O3
NaOH是强碱
Mg(OH)2
是中强碱
Al(OH)3是
两性氢氧化物
硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下：
一、同周期主族元素性质的递变规律
结论：最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
探究：第三周期元素性质的递变
性质 Si P S Cl
最高价
最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性
H2SiO3
是弱酸
H3PO4
是中强酸
H2SO4
是强酸
HClO4是强酸
(酸性更强)
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
+4
+5
+6
+7
性质
单质与氢气反应条件
氢化物的稳定性
Si
P
S
Cl
高温
磷蒸气与氢气能反应
需加热
光照或点燃
探究：第三周期元素性质的递变
一、同周期主族元素性质的递变规律
很不稳定
不稳定
较不稳定
稳定
结论：与H2越容易反应，生成的氢化物越稳定，非金属性越强。
Na Mg Al Si P S Cl
在第三周期的主族元素中，从左到右，随着核电荷数依次增多，金属性逐渐降低，非金属性逐渐增强。
5、金属性、非金属性：
一、同周期主族元素性质的递变规律
同一周期，从左到右，随着核电荷数增大，金属性越来越弱，非金属性越来越强
用结构观点解释：
同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层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.
元素金属性强弱判断依据(记！)总结：优化方案P110聚焦突破（七）
1、根据元素周期表判断：
2、根据金属活动顺序表判断：
3、根据单质及其化合物的性质判断：
4、根据金属单质间的置换反应判断：
①同一主族，从上到下：原子的金属性逐渐增强
②同一周期，从左到右：原子的金属性逐渐减弱
③排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
④金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易,元素金属性越强。
⑤最高价氧化物的水化物的碱性越强,元素金属性越强。
⑥金属性(还原性) ：还原剂>还原产物
5、一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；
对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
⑦金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
元素非金属性强弱判断依据(记！)总结：优化方案P110聚焦突破（七）
1、根据元素周期表判断：
2、根据单质及其化合物的性质判断：
3、根据非金属单质间的置换反应判断：
①同一主族，从上到下，非金属性逐渐减弱。
②同一周期，从左到右，非金属性逐渐增强；
③与H2化合越容易，非金属性越强
④形成气态氢化物越稳定，非金属性越强
⑤最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
⑥非金属性（氧化性）：氧化剂>氧化产物
4、一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强;对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。
⑦非金属阴离子还原性越强，其非金属性越弱
5、根据与同一种金属反应,生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如:Fe与 Cl2、O2、S的反应。
通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
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。
一、同周期主族元素性质的递变规律
原子结构与元素周期表
课堂小结
同周期元素的递变
元素周期律
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，①核电荷数依次增多，
②原子半径逐渐减小，
③失电子能力逐渐减弱，
④得电子能力逐渐增强。
因此，⑤金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。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。
通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
新课导入
元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
（1）元素周期表有多少横行就有多少周期，
但不是有多少列就有多少族
（2）周期是电子层数相同的元素集合，
族是性质相似的元素集合
（3）族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，
而不是ⅡA
（4）元素种类最多的族是ⅢB，其次是Ⅷ族。
（5）元素种类最少的周期是第一周期，
元素种类最多的周期是第六、七周期
（6）如果原子序数为x的元素是的ⅡA元素，则原子序数为(x+1)的元素可能是ⅢA元素或ⅢB元素
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
二、元素周期表和元素周期律的应用
对元素周期表中的相似元素进行分区，以便分析和观察不同元素之间的联系和区别。
元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
二、元素周期表和元素周期律的应用
短周期金属性最强的元素：Na
非金属性最强的元素：F
最高价氧化物对应的水化物的酸性最强：HClO4
主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
金属性最强的元素：CS
最高价氧化物对应的水化物的碱性最强：CsOH
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
Po
At
原子半径逐渐减小
原子半径逐渐增大
原子半径增大
原子半径逐渐减小
二、元素周期表和元素周期律的应用
短周期原子半径最大：Na
原子半径最小：H
主族元素从上到下，从左到右，原子半径存在着一定的递变规律。
原子半径最小（除H）：F
原子半径最大：CS
例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。
（1）主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数（价电子）相同。
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
二、元素周期表和元素周期律的应用
（2）、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。
例如：C的最高正化合价是+4，负化合价为-4，两者的绝对值之和为8。
最外层电子数＝主族序数＝主族最高正价
8－主族序数＝8－最高正价＝ │最低负价│
（1）对化学研究的指导作用
3、元素周期表和元素周期律的应用
二、元素周期表和元素周期律的应用
优化方案P115聚焦突破（八）：元素“位、构、性”关系的相互推断
①根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研究元素性质的变化规律；
②根据元素的原子结构可以推测其在周期表中的位置和性质。
③科学家依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和性质提供线索。
周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种有效方法。
①在周期表中，金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到研制与它同族的硅。
3、元素周期表和元素周期律的应用
二、元素周期表和元素周期律的应用
（2）对社会生产的指导作用
②通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。
③人们还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。
门捷列夫的预言
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。
科学史话
门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。
预测 锗
相对原子质量 72 72.6
密度 5.5 5.32
氧化物 MO2 GeO2
氧化物的密度 4.7 4.72
氯化物 MCl4 GeCl4
氯化物的沸点 <100 84