化学苏教版(2019)必修第一册 5.1.1元素周期律 课件(共24张PPT)

(共24张PPT)
5.1.1 元素周期律
门捷列夫
1867年，担任教授的门捷列夫为了系统地讲好无机化学课程，正着手著述一本普通化学教科书《化学原理》。在著书过程中，他遇到了一个难题，就是该如何用一种合乎逻辑的方式来组织当时已知的63种元素。
门捷列夫仔细地研究了63种元素的物理性质和化学性质，他想到了一个很好的方法来对元素进行系统的分类。门捷列夫准备了许多类似扑克牌一样的卡片，将63种化学元素的名称及其原子量、氧化物、物理性质、化学性质等分别写在卡片上。门捷列夫用不同的方法去摆那些卡片，用以进行元素分类的试验。最初，他试图像德贝莱纳那样，将元素按三个一组进行分类，但是得到的结果并不理想。他又将非金属元素和金属元素分别摆在一起，使其分成两行，仍然没能成功。他用各种方法摆弄这些卡片，都未能实现最佳的分类。
1869年3月1日这一天，门捷列夫仍然在对这些卡片苦苦思索。他先把常见的元素族按照原子量递增的顺序拼在一起，之后是那些不常见的元素，最后只剩下稀土元素没有全部“入座”，门捷列夫无奈的将它放在边上。从头至尾看一遍排出的“牌阵”，门捷列夫惊喜地发现，所有的已知元素都已按照原子量递增的顺序排列起来了，并且相似元素以一定的间隔出现。
第二天，门捷列夫将得出的结果制成一张表，这就是人类史上第一张化学元素周期表。在这个表中，周期是纵行，族是横行。在门捷列夫的周期表中，他大胆地为尚待发现的元素留出了位置，并且在其关于周期表的发现的论文中指出：按着原子质量由小到大的顺序排列各种元素，在原子量跳跃过大的地方会有新元素被发现，因此周期律可以语言尚待发现的元素。
1871年12月，门捷列夫在第一张元素周期表的基础上进行增益，发表了第二张表，在该表中，他改竖排为横排，是同一族元素，数处于同一竖行中，更突出了元素性质的周期性，这次化学元素周期律的发现工作已圆满完成。
或许很多人会认为门捷列夫发现元素周期率是出于偶然，但是这个偶然其实是来自于他对元素成千上百次的研究。所以，在科学研究中，没有幸运儿，只有踏踏实实的工作，才能获取成功。
人们按核电荷数由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
思考回答：完成学案表格，观察原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化
一、原子核外电子排布规律
原子核外最外层电子排布规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
1
1~2
2
1~8
3
1~8
以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，在坐标系中画出3-9号、11-17号元素原子的最外层电子数和原子半径所对应的点，并把这两组点分别用光滑的曲线连接起来。分析图中曲线可以发现，随着核电荷数的递增，原子半径如何变化？思考原子半径变化的原因。
3-9号 元素 Li Be B C N O F
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
11-17号元素 Na Mg Al Si P S Cl
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
元素原子半径变化
逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化
二、元素原子半径变化规律
解 释
当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小。随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。
原子、离子半径大小比较规律
（1）一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，
半径逐渐 。
（2）一般情况下，电子层数越多， 半径 。
越小
越大
3-9号 元素 Li Be B C N O F
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1
11-17号元素 Na Mg Al Si P S Cl
主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7
-1
三、元素化合价的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈周期性变化
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，
元素的最高正价等于最外层电子数；
最低负价=最外层电子数-8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟无正价，氧无最高正价 。
思考讨论
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化？
如何比较元素的金属性及非金属性？
元素金属性强弱判断的依据：
1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。
2.最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
元素非金属性强弱判断依据：
1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。
四、元素性质的变化规律
1.探究钠、镁、铝的金属性强弱
【实验1】切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油。在一只250 mL 烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象。
【实验2】将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中，向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液，观察实验现象。再加热试管，观察并记录实验现象。
【实验3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2 mol·L－1盐酸2mL，观察并记录实验现象。
与冷水剧烈反应
与冷水缓慢
剧烈反应，
产生大量气泡
产生气泡，
反应没有镁剧烈
有气泡产生，
溶液变红色
金属性：Na＞Mg＞Al
请同学们阅读并分析表，思考回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。
非金属性：Cl＞S＞P＞Si
最高价氧化物对应的水化物酸碱性，探究元素金属性和非金属性变化规律
以上表分析可知，11-17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是 。11-17号元素的金属性和非金属强弱的变化规律是
。
随着原子序数递增，碱性减弱，酸性增强
随着原子序数递增，金属性减弱，非金属性增强
归纳总结
随着原子序数的递增：
①原子核外电子排布呈周期性变化
②原子半径呈周期性变化
③元素主要化合价呈周期性变化
④元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化
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，这个规律叫做元素周期律
元素周期律的实质：
元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。