5.1.1 元素周期律 课件(共48张PPT) 2023-2024学年高一化学苏教版（2029）必修第一册

(共48张PPT)
必 修 一
学
化
J
S
专题5　微观结构与物质的多样性
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时 元素周期律
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
什么叫原子序数
根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪些粒子数有关系 有什么关系
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
结论：
观察1～18号元素的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
思考：
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构
元素核外电子排布情况
3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素核外电子排布情况
11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
１．原子核外最外层电子排布规律
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
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化。
1
2
3
1
2
1
8
1
8
8
8
2
周期性
从表中的数据看，你认为元素原子半径随原子序数的递增呈现什么规律性的变化
观察与思考：
原子序数
原子半径的变化
3～9
0.152 nm→0.071 nm 大→小
11～17
0.186 nm→0.099 nm
大→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
２．原子半径变化的规律性
原子半径大小比较规律：
⑵一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递
增， 原子半径逐渐
⑴一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，
原子半径逐渐
变小
增大
（3）金属原子的半径大于相应金属的阳离子，非金属原子的半径小于相应非金属的 阴离子;
（4）电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多其离子半径越小
一些元素的主要化合价
一些元素的主要化合价
元素化合价与最外层电子排布的关系
３．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；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+ /最低负价/ = 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 。
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？
思考与讨论:
实验一
取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
现象
镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。
镁的金属性比钠弱
结论
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
△
与金属钠对比
化学方程式
实验二
取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜,分别放入两试管，再各加入2mL 1mol/L盐酸。
观察现象。
镁的金属性比铝强
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
现象
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。
结论
化学方程式
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠 镁 铝
单质与水（或酸）反应 与冷水反应：反应 ，放出氢气。 与冷水反应 ,与沸水反应 。 与酸反应 ,都放出氢气。 与酸反应
，放出氢气。
剧烈
慢
较快
剧烈
较剧烈
钠 镁 铝
最高价氧化物对应水化物碱性强弱 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
Na Mg Al 金属性逐渐 。
强碱 中强碱 两性氢氧化物
减弱
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
小结：元素金属性强弱的判断
①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性 ）
②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性 ）
越强
越强
④金属单质之间的置换
（金属性 的置换金属性 的）
③金属活动性顺序表
（位置越靠前，说明金属性 ）
⑤金属阳离子氧化性的强弱
（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性 ）
强
弱
越强
越强
14Si 15P 16S 17Cl
最高价 氧化物
氧化物的水化物及其酸性强弱
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸 中强酸 强酸 最强酸
酸性逐渐增强
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性
结论
高温 加热 加热 点燃或光照
SiH4 PH3 H2S HCl
稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
氧化物
最高价氧化物的水化物
元素
14Si
15P
16S
17Cl
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
硅 酸
磷 酸
硫 酸
高氯酸
弱 酸
中强酸
强 酸
更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
科学事实
①单质与H2化合的难易程度
（与H2化合越容易，说明非金属性 ）
②形成的气态氢化物的稳定性
（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性 ）
越强
越强
小结：元素非金属性强弱的判断
③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性 ）
④非金属单质之间的置换
（非金属性 的置换非金属性 的）
⑤非金属阴离子还原性的强弱
（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性 ）
强
弱
越强
越强
14Si 15P 16S 17Cl
对应氧化物
氧化物的水化物
酸性强弱
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
逐渐增强
资料3：非金属性质的变化规律
14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2反应条件
气态氢化物及稳定性
结论
高温
加热
加热
点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
逐渐增强
非金属性逐渐增强
通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？
随着核电荷数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强．
4、随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi 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
1.元素“位、构、性”的关系
周期律的应用
(1)最外层有1个电子―→可能是第ⅠA族元素或副族元素―→可能为非金属(H)或金属；
(2)最外层有2个电子―→可能是第ⅡA族或零族或副族元素―→可能为稀有气体(He)或金属；
(3)最外层电子数(x)3≤x<8―→一定为主族元素―→可能为金属元素或非金属元素；
(5)最外层电子数(主族元素)＝最高正化合价，非金属元素的最高正化合价与它的负化合价的绝对值之和为8，(F无正价，O无最高正价)。
(4)最外层电子数比次外层电子数多的元素―→一定为第2周期元素―→可能为金属或非金属元素。
元素周期律：
元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化。
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。
课堂小结
1．HF、H2O、CH4、SiH4四种气态氢化物按稳定性由弱到强排列正确的是 （ ）
A．CH4＜H2O＜HF＜SiH4 B．SiH4＜HF＜CH4＜H2O
C．SiH4＜CH4＜H2O＜HF D．H2O＜CH4＜HF＜SiH4
课堂练习
C
2.（双选题）核电荷数为1～18的元素中，下列说法正确的是（ ）?
A.最外层只有1个电子的元素一定是金属元素?
B.最外层有2个电子的元素不一定是金属元素?
C.原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素?
D.最外层电子数为7的原子，最高正价为+7价
BC
3.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6
AB
4．下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递增排列的顺序是（ ）
A．SiO2＜CO2＜SO3＜P2O5
B．SiO2＜CO2＜P2O5＜SO3
C．CO2＜SiO2＜P2O5＜SO3
D．CO2＜P2O5＜SO3＜SiO2
B
看
观
谢
谢