4.2.1 元素性质的周期性变化规律 课件(共26张PPT)2023-2024学年高一上学期化学人教版（2019）必修1

(共26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
第四章　物质结构 元素周期律
[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，
认识元素周期律并理解其实质(重点)。
2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性
或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的
发展(重、难点)。
知识回顾
请画出1~18号元素原子结构示意图，归纳同周期元素原子最外层电子数的变化规律。
1——2
1——8
一、原子结构的周期性变化规律探究
1.原子核外电子排布的周期性变化
1～18号
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由1到8的周期性变化。
(第一周期除外)
2.原子半径的周期性变化
以第二、三周期元素为例
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。
(同周期主族，不包括稀有气体)
一、原子结构的周期性变化规律探究
2.原子半径的周期性变化
思考交流1
为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？(稀有气体除外)
同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
一、原子结构的周期性变化规律探究
3.元素化合价的周期性变化
以原子序数为1～18的元素为例
同 一 周 期 变 化 规 律 是 什 么？
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高
正价为＋1→＋7(O无最高正价、F无正价)，负价为－4→－1。
一、原子结构的周期性变化规律探究
3.元素化合价的周期性变化
思考交流2
主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
不对。
主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。
一、原子结构的周期性变化规律探究
3.元素化合价的周期性变化
主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。
(3)H的最高正价为＋1，最低正价为－1；O无最高正价；F无正化合价。
一、原子结构的周期性变化规律探究
归纳总结
1.判断正误
(1)原子半径最小的元素是氢元素
(2)下一周期元素的原子半径一定大于上一周期元素的原子半径
(3)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7
(4)主族元素的最低负价等于其族序数－8
(5)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH
(6)OF2中氧元素显－2价
×
√
×
×
√
×
应用体验
一、原子结构的周期性变化规律探究
应用体验
2.试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg______Ca______K；
(2)Fe3＋______Fe2＋______Fe；
(3)S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋。
＜
＜
＜
＜
＞
＞
＞
一、原子结构的周期性变化规律探究
归纳总结
“三看法”比较微粒半径的大小
一看层，层多径大；
二看核，层同核多径小；
三看电子，层同核同电子多径大，如Cl－>Cl、Fe2＋>Fe3＋。
一、原子结构的周期性变化规律探究
二、元素性质的周期性变化规律探究
1.预测：元素性质的递变规律
以第三周期元素为例
由左向右，电子层数 ，核电荷数依次 ，原子半径依次 ，
失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，
预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。
钠 Na
镁 Mg
铝 Al
硅 Si
磷 P
硫 S
氯 Cl
氩 Ar
相同
增多
减小
减弱
增强
减弱
增强
2.实验探究：金属性的递变规律
(1)Na、Mg元素金属性强弱比较
原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 操作
现象
化学反应 －－－－
结论 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应，溶液变成浅红色
Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑
根据反应现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg
二、元素性质的周期性变化规律探究
2.实验探究：金属性的递变规律
(2)Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
原理：金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
实验探究
二、元素性质的周期性变化规律探究
2.实验探究：金属性的递变规律
(2)Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
实验探究
现象 离子方程式 结论
A：沉淀溶解
B：沉淀溶解
Al(OH)3＋3H＋==Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋OH－==[Al(OH)4]－
C：沉淀溶解
D：沉淀不溶解
Mg(OH)2＋2H＋==Mg2＋＋2H2O
不反应
Al(OH)3两性氢氧化物，
碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
则金属性：Na>Mg>Al
二、元素性质的周期性变化规律探究
3.信息获取：非金属性的递变规律
Si P S Cl 判 断 依 据 与氢气 化合 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃 由易到难的顺序是Cl、S、P、Si 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强， 非金属性逐渐增强
二、元素性质的周期性变化规律探究
4.元素周期律
(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：
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。
二、元素性质的周期性变化规律探究
从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的原因。
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左至右，随核电荷数的增加，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，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
思考交流
二、元素性质的周期性变化规律探究
1.判断正误
(1)第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4
(2)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应
(3)已知HF是弱酸，酸性：HCl>HF，说明非金属性：Cl>F
(4)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
(5)因为金属钠常失去1个电子，而铝易失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性
(6)难失电子的原子，得电子一定容易
×
×
×
×
×
×
应用体验
二、元素性质的周期性变化规律探究
应用体验
2.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是
A.非金属性：O＞N＞P
B.酸性：H2SO3＞H2SiO3＞H2CO3
C.碱性：KOH＞NaOH＞LiOH
D.热稳定性：HF＞HCl＞HBr
√
二、元素性质的周期性变化规律探究
自我测试
1.如图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示
A.电子层数 B.最外层电子数
C.最高化合价 D.原子半径
√
自我测试
2.(2023·甘肃天水高一期末)下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是
A.r(Cu)＞r(Cu＋)＞r(Cu2＋)
B.原子X与Y的原子序数：X＞Y，则原子半径一定是X＜Y
C.微粒X＋与Y－的核外电子排布相同，则离子半径：X＋＞Y－
D.同一主族非金属元素原子半径：X＞Y，则非金属性：X＞Y
√
自我测试
3.如图是元素周期表的一部分。图中所列的字母分别代表某一化学元素。
回答下列问题(对应物质书写相应化学式)：
(1)B的元素符号为____，它在元素周期表中的位置是_________________。
(2)上述元素形成的单质中，能与稀硫酸反应产生气体的是__________。
(3)C、D、E形成的简单离子半径从大到小的顺序为_________________。
N
第二周期第ⅤA族
Na、Mg
O2－>Na＋>Mg2＋
自我测试
(4)F单质与水反应的离子方程式为_____________________________。
Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO
(5)B、C与A形成的简单气态氢化物的热稳定性：_______>_______。
H2O
NH3
本节内容结束