4.2.1 元素性质的周期性变化规律-高一化学人教版必修第一册同步课件(共27张PPT)
文档属性
| 名称 | 4.2.1 元素性质的周期性变化规律-高一化学人教版必修第一册同步课件(共27张PPT) |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 13.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-08-22 17:47:17 | ||
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文档简介
(共27张PPT)
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
化学1 必修 人民教育出版社
化学2 必修 人民教育出版社
教 学 目 标
核 心 素 养
1. 掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
2. 掌握微粒半径变化规律及大小的比较。
3. 通过第三周期元素的性质探究同周期元素性质的递变规律。
4. 掌握金属性、非金属性的变化规律及比较方法。
通过元素周期律的学习培养学生论据推理与模型认知的化学核心素养，通过元素周期律变化本质的学习培养学生宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
知识梳理
1.核外电子层排布的周期性
根据3-18号元素核外电子排布总结核外电子排布的规律
元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
电子层结构
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
电子层结构
2 1
2 8 1
2 2
2 3
2 4
2 5
2 6
2 7
2 8
2 8 2
2 8 3
2 8 4
2 8 5
2 8 6
2 8 7
2 8 8
一、元素性质的周期性变化规律
知识梳理
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
3～10
11～18
1
2
3
1
2
8
8
2
1
8
1
8
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个，由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。
1.核外电子层排布的周期性
根据3-18号元素核外电子排布总结核外电子排布的规律
一、元素性质的周期性变化规律
问题思考
元素 H He
原子半径/nm 0.037 --
元素 Li Be B C N O F Ne
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 --
元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 --
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
知识梳理
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
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。
自主思考
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大逐渐减小的原因是什么？
(1)同主族元素原子半径随原子序数增大逐渐增大的原因是什么？
(3)试比较Na+和F-的半径大小：
r(Na+) r(F-)
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
总结提升
(1)原子半径大小比较
从上到下：电子层数依次增加
从左到右：核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加
(Ⅰ)同主族
(Ⅱ)同周期主族元素(零族除外)
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
----- 原子半径越来越大
---- 原子半径越来越小
总结提升
(2)离子半径大小的比较
(Ⅲ)具有相同电子层结构的离子
(Ⅰ)同主族
(Ⅱ)同周期主族元素
从上到下：阴离子、阳离子半径逐渐增大
②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
①同一元素阴离子半径大于阳离子半径
核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小
10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+
(1)原子半径大小比较
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
总结提升
(2)离子半径大小的比较
(1)原子半径大小比较
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
(3)同种元素的各种粒子半径大小比较
核外电子数越多，粒子半径越大。
Fe＞Fe2+ ＞ Fe3+
Cl-＞Cl
(4)不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子半径大小比较
比较半径：Na+ S2-
因 Na+< F-，S2- > Cl-， Cl- > F-，故 S2->Na+。
可选F-、Cl-来对比
参照对比
知识应用
Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-
K+、 Cl-、 S2-、Ca2+
比较下列粒子半径的大小：
(N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+)
( S2- > Cl- > K+ > Ca2+ )
S2- 与 S
( S2- ＞ S )
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
④Al 与 Al3+
(Al ＞ Al3+)
自主思考
元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
化合价
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
化合价
+ 1
+ 5
– 3
– 2
– 1
+ 4
– 4
0
+ 3
+ 2
+ 5
– 3
+ 6
– 2
+ 7
– 1
+ 4
– 4
+ 3
+ 2
+ 1
0
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
同 一 周 期 变 化 规 律 是 什 么？
变化规律是什么？
知识梳理
随着原子序数的递增，元素化合价呈现由低逐渐升高的周期性变化。
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
原子序数
化合价
总结提升
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
(1)化合价递变规律
(2)化合价与主族序数的关系
(Ⅲ)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
从上到下，化合价一般相同
从左到右，化合价一般由 +1→+7， 0 (-4→-1， 0)
(3)注意
(Ⅰ)金属无负价，氟元素、氧元素无正价
同周期：
(Ⅰ)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(Ⅱ)最低负价 = – (8 – 最外层电子数)= – (8 – 主族序数)
(Ⅱ)稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0
同主族：
自主思考
同周期元素原子结构和元素性质有何特点 二者有何联系
钠 Na
镁 Mg
铝 Al
硅 Si
磷 P
硫 S
氯 Cl
氩 Ar
最外层电子数少，容易失去
半径减小，失电子能力减弱
元 素 金 属 性 减 弱
最外层电子数多，容易得到
半径减小，得电子能力增强
元 素 非 金 属 性 增 强
实验设计
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
如何设计实验判断钠、镁、铝三种金属的金属性强弱？
试剂：镁条，金属钠，MgCl2溶液，氨水、盐酸，NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水。
仪器：烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹。
结构 性质 验证 结论
预测
设计实验
总结
研究物质化学性质的一般方法：
实验探究
实验一：钠、镁与水反应的对比
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
钠 Mg
现象
方程式
结论：金属性强弱 Na＞Mg
实验现象和结论：
与冷水反应剧烈
与热水反应较快
2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑
Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2↑
实验探究
NaOH溶液
AlCl3溶液
实验二：碱性强弱比较
足量氨水
盐酸
Al(OH)3悬浊液
Al(OH)3悬浊液
AlCl3+3NH3·H2O=Al(OH)3 ↓+3NH4Cl
Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3H+ =Al3+ +3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
Al(OH)3+OH-=+2H2O
Al(OH)3是两性氢氧化物
实验探究
实验二：碱性强弱比较
NaOH溶液
足量氨水
Mg(OH)2悬浊液
盐酸
Mg(OH)2悬浊液
MgCl2溶液
MgCl2+2NH3·H2O= Mg(OH)2 ↓+2NH4Cl
Mg2++2NH3·H2O= Mg(OH)2 ↓+2
Mg(OH)2 +2HCl=MgCl2+2H2O
Mg(OH)2 +2H+ =Mg2+ +2H2O
Mg(OH)2不溶于强碱，属于中强碱
实验结论
原子序数 11 12 13
元素符号 Na Mg Al
单质与水(或酸 )反应
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
与冷水反应剧烈
与热水反应较快
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
Na Mg Al
强碱
中强碱
两性
金属性逐渐减弱
金属性：
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
特别提示
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水(或酸）反应
高温
磷蒸气与H2能反应
须加热
光照或点燃爆炸化合
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
稀有气体元素
非金属单质与
氢气反应
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
冷水剧烈
热水较快
元素金属性减弱
元素非金属性增强
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
形成方法
1.元素性质的周期性变化
随原子序数的递增：
(1)元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
(2)元素原子半径呈现周期性变化
(3)元素主要化合价呈现周期性变化
(4)元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
元 素 周 期 律
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 —— 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的周期性变化的必然结果
2. 元素周期律
3. 元素周期律的实质
知识应用
1.下列各组元素的性质递变规律错误的是( )
√
A.N、O、F原子最外层电子数依次增加
B.N、O、F原子半径依次增大
C.Na、Mg、Al元素最高正化合价依次升高
D.Li、Na、K的金属性依次增强
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强
B.P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C.同周期元素的原子半径以第ⅦA族最大
D.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
知识应用
2.下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( )
√
知识应用
A.原子半径：丙<丁<戊
B.金属性：甲>丙
C.氢氧化物碱性：丙>丁>戊
D.最外层电子数：甲>乙
3.短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示，下列判断正确的是( )
甲 乙
丙 丁 戊
√
元 素 金 属 性 减 弱
元素非金属性增强
元 素 金 属 性 减 弱
元素非金属性增强
元 素 非 金 属 性 增 强
元 素 金 属 性 减弱
随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
元 素 金 属 性 增 强
同一主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
本节内容结束
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
化学1 必修 人民教育出版社
化学2 必修 人民教育出版社
教 学 目 标
核 心 素 养
1. 掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
2. 掌握微粒半径变化规律及大小的比较。
3. 通过第三周期元素的性质探究同周期元素性质的递变规律。
4. 掌握金属性、非金属性的变化规律及比较方法。
通过元素周期律的学习培养学生论据推理与模型认知的化学核心素养，通过元素周期律变化本质的学习培养学生宏观辨识与微观探析的化学核心素养。
知识梳理
1.核外电子层排布的周期性
根据3-18号元素核外电子排布总结核外电子排布的规律
元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
电子层结构
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
电子层结构
2 1
2 8 1
2 2
2 3
2 4
2 5
2 6
2 7
2 8
2 8 2
2 8 3
2 8 4
2 8 5
2 8 6
2 8 7
2 8 8
一、元素性质的周期性变化规律
知识梳理
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
3～10
11～18
1
2
3
1
2
8
8
2
1
8
1
8
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个，由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。
1.核外电子层排布的周期性
根据3-18号元素核外电子排布总结核外电子排布的规律
一、元素性质的周期性变化规律
问题思考
元素 H He
原子半径/nm 0.037 --
元素 Li Be B C N O F Ne
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 --
元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 --
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
知识梳理
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
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。
自主思考
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大逐渐减小的原因是什么？
(1)同主族元素原子半径随原子序数增大逐渐增大的原因是什么？
(3)试比较Na+和F-的半径大小：
r(Na+) r(F-)
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
总结提升
(1)原子半径大小比较
从上到下：电子层数依次增加
从左到右：核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加
(Ⅰ)同主族
(Ⅱ)同周期主族元素(零族除外)
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
----- 原子半径越来越大
---- 原子半径越来越小
总结提升
(2)离子半径大小的比较
(Ⅲ)具有相同电子层结构的离子
(Ⅰ)同主族
(Ⅱ)同周期主族元素
从上到下：阴离子、阳离子半径逐渐增大
②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
①同一元素阴离子半径大于阳离子半径
核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小
10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+
(1)原子半径大小比较
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
总结提升
(2)离子半径大小的比较
(1)原子半径大小比较
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
(3)同种元素的各种粒子半径大小比较
核外电子数越多，粒子半径越大。
Fe＞Fe2+ ＞ Fe3+
Cl-＞Cl
(4)不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子半径大小比较
比较半径：Na+ S2-
因 Na+< F-，S2- > Cl-， Cl- > F-，故 S2->Na+。
可选F-、Cl-来对比
参照对比
知识应用
Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-
K+、 Cl-、 S2-、Ca2+
比较下列粒子半径的大小：
(N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+)
( S2- > Cl- > K+ > Ca2+ )
S2- 与 S
( S2- ＞ S )
2.原子半径的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
④Al 与 Al3+
(Al ＞ Al3+)
自主思考
元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
化合价
元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
化合价
+ 1
+ 5
– 3
– 2
– 1
+ 4
– 4
0
+ 3
+ 2
+ 5
– 3
+ 6
– 2
+ 7
– 1
+ 4
– 4
+ 3
+ 2
+ 1
0
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
同 一 周 期 变 化 规 律 是 什 么？
变化规律是什么？
知识梳理
随着原子序数的递增，元素化合价呈现由低逐渐升高的周期性变化。
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
原子序数
化合价
总结提升
3.化合价的周期性变化
一、元素性质的周期性变化规律
(1)化合价递变规律
(2)化合价与主族序数的关系
(Ⅲ)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
从上到下，化合价一般相同
从左到右，化合价一般由 +1→+7， 0 (-4→-1， 0)
(3)注意
(Ⅰ)金属无负价，氟元素、氧元素无正价
同周期：
(Ⅰ)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(Ⅱ)最低负价 = – (8 – 最外层电子数)= – (8 – 主族序数)
(Ⅱ)稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0
同主族：
自主思考
同周期元素原子结构和元素性质有何特点 二者有何联系
钠 Na
镁 Mg
铝 Al
硅 Si
磷 P
硫 S
氯 Cl
氩 Ar
最外层电子数少，容易失去
半径减小，失电子能力减弱
元 素 金 属 性 减 弱
最外层电子数多，容易得到
半径减小，得电子能力增强
元 素 非 金 属 性 增 强
实验设计
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
如何设计实验判断钠、镁、铝三种金属的金属性强弱？
试剂：镁条，金属钠，MgCl2溶液，氨水、盐酸，NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水。
仪器：烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹。
结构 性质 验证 结论
预测
设计实验
总结
研究物质化学性质的一般方法：
实验探究
实验一：钠、镁与水反应的对比
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
钠 Mg
现象
方程式
结论：金属性强弱 Na＞Mg
实验现象和结论：
与冷水反应剧烈
与热水反应较快
2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑
Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2↑
实验探究
NaOH溶液
AlCl3溶液
实验二：碱性强弱比较
足量氨水
盐酸
Al(OH)3悬浊液
Al(OH)3悬浊液
AlCl3+3NH3·H2O=Al(OH)3 ↓+3NH4Cl
Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3H+ =Al3+ +3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
Al(OH)3+OH-=+2H2O
Al(OH)3是两性氢氧化物
实验探究
实验二：碱性强弱比较
NaOH溶液
足量氨水
Mg(OH)2悬浊液
盐酸
Mg(OH)2悬浊液
MgCl2溶液
MgCl2+2NH3·H2O= Mg(OH)2 ↓+2NH4Cl
Mg2++2NH3·H2O= Mg(OH)2 ↓+2
Mg(OH)2 +2HCl=MgCl2+2H2O
Mg(OH)2 +2H+ =Mg2+ +2H2O
Mg(OH)2不溶于强碱，属于中强碱
实验结论
原子序数 11 12 13
元素符号 Na Mg Al
单质与水(或酸 )反应
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
与冷水反应剧烈
与热水反应较快
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
Na Mg Al
强碱
中强碱
两性
金属性逐渐减弱
金属性：
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
特别提示
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水(或酸）反应
高温
磷蒸气与H2能反应
须加热
光照或点燃爆炸化合
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
稀有气体元素
非金属单质与
氢气反应
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
冷水剧烈
热水较快
元素金属性减弱
元素非金属性增强
4.同周期元素性质的递变规律
一、元素性质的周期性变化规律
形成方法
1.元素性质的周期性变化
随原子序数的递增：
(1)元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
(2)元素原子半径呈现周期性变化
(3)元素主要化合价呈现周期性变化
(4)元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
元 素 周 期 律
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 —— 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的周期性变化的必然结果
2. 元素周期律
3. 元素周期律的实质
知识应用
1.下列各组元素的性质递变规律错误的是( )
√
A.N、O、F原子最外层电子数依次增加
B.N、O、F原子半径依次增大
C.Na、Mg、Al元素最高正化合价依次升高
D.Li、Na、K的金属性依次增强
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次增强
B.P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强
C.同周期元素的原子半径以第ⅦA族最大
D.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
知识应用
2.下列关于元素周期律的叙述中不正确的是( )
√
知识应用
A.原子半径：丙<丁<戊
B.金属性：甲>丙
C.氢氧化物碱性：丙>丁>戊
D.最外层电子数：甲>乙
3.短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示，下列判断正确的是( )
甲 乙
丙 丁 戊
√
元 素 金 属 性 减 弱
元素非金属性增强
元 素 金 属 性 减 弱
元素非金属性增强
元 素 非 金 属 性 增 强
元 素 金 属 性 减弱
随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
元 素 金 属 性 增 强
同一主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
本节内容结束