4.2.2 元素周期律——同周期、同主族元素性质的递变(共23张PPT)2023-2024学年高一化学同步精品课件（人教版2019必修第一册)

(共23张PPT)
第二节
元素周期律
第2课时
同周期、同主族元素性质的递变
第四章
学 习 目 标
通过研究获得同周期元素性质递变规律，结合碱金属、卤族元素金属性和非金属性递变规律，得出元素周期律，形成对元素周期表中同周期和同主族元素排布依据的理解。
学会从微观结构角度电荷作用关系解释第三周期元素金属性和非金属性的变化规律，并用第二、四周期中部分元素性质变化检验此规律，建立同周期元素递变规律。
操作新制氯水和NaBr溶液、NaI溶液反应和溴水和NaI溶液反应实验，观察颜色变化，推理关系得出氧化性强弱关系，并与非金属性相关联，得出同主族元素非金属性递变规律。
教 学 重 点
教 学 难 点
同周期元素周期律的得出和检验
同主族、同周期理解元素周期律
教 学 环 节
环节一
环节三
环节二
元素金属性和非金属性变化规律
同主族元素金属性和非金属性递变规律
同周期、同主族元素性质递变规律
【引入】
第三周期元素从钠到氯，随着核电荷数的递增，最外层电子数、原子半径、主要化合价都呈现递增或递减的规律，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
请问，其他周期元素是否也存在这样的变化规律？
__________
1
元素金属性和非金属性变化规律
建立不同周期元素“周期性”递变规律
1
元素金属性和非金属性变化规律
【活动】
第二周期元素（除稀有气体），随着核电荷数的递增，最外层电子数、主要化合价呈现递增趋势，原子半径呈现递减趋势。
请预测并证明金属性和非金属性的变化规律。
【活动】
1
元素金属性和非金属性变化规律
证明金属性Li强于Be
Li、Be分别与稀硫酸反应产生气泡，Li的反应更加剧烈，说明金属性：Li>Be
LiOH碱性比Be(OH)2的碱性强，并且Be(OH)2有两性，说明金属性：Li>Be
r(Li)>r(Be)，原子核对最外层电子吸引力相对小，更容易失去最外层电子，说明金属性：Li>Be
【活动】
1
元素金属性和非金属性变化规律
证明非金属性F强于O
比较氧气、氟气与氢气反应的难易程度：氧气与氢气反应的条件是“点燃”，氟气与氢气在冷暗处就会爆炸，说明，非金属性：F>O
OF2中，氧元素的化合价为+2价，氟元素的化合价为-1价，说明氟比氧更容易吸引电子，故非金属性：F>O
【总结】
1
元素金属性和非金属性变化规律
原子半径
主要化合价
最外层电子数
电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小[r(Li)>r(Be)，r(O)>r(F)]，越不容易失去电子，故金属性：Li>Be，非金属性：F>O
锂原子最外层电子数为1，铍原子最外层电子数为2，锂比铍更容易失去电子；
氧原子最外层电子数为6，氟原子最外层电子数为7，氟比氧更容易得到电子；故金属性：Li>Be，非金属性：F>O
锂元素主要化合价：+1；铍元素主要化合价：+2
氧元素主要化合价：-2；氟元素主要化合价：-1（氟无正价）
预测：金属性：Li>Be，非金属性：F>O
【活动】
1
元素金属性和非金属性变化规律
模仿第二、三周期元素金属性与非金属性强弱的比较方法，预测第四周期主族元素金属性和非金属性的递变规律。
【小结】
1
元素金属性和非金属性变化规律
元素性质（原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性......）随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律成为元素周期律，其本质原因是元素原子核外电子排布周期性变化。
元素周期律
2
同主族元素金属性和非金属性递变规律
【引入】
依据F、Cl、Br、I的原子结构示意图，找出相同点和不同点，并思考不同点存在怎样的变化规律。结合原子核对最外层电子吸引力的大小判断，从F到I得电子能力的变化规律。
碱金属元素从锂到铯，最外层电子数相同，电子层数依次递增，原子核对最外层电子的吸引力较弱，金属失电子能力增强，故金属性增强。卤族元素氟、氯、溴、碘，其非金属性存在怎样的变化规律？
【实验】
2
同主族元素金属性和非金属性递变规律
实验要求
在点滴板上分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制氯水，然后向NaBr溶液、NaI溶液分别滴入3滴新制氯水，观察颜色变化，并与新制氯水的颜色比较，写出对应方程式。
在点滴板上分别滴入3滴溴水和NaI溶液然后向NaI溶液分别滴入3滴溴水，观察颜色变化，并与溴水的颜色比较，写出对应方程式。
【展示】
Cl制Br：
Cl制I：
Br制I：
结 论 ？
2
同主族元素金属性和非金属性递变规律
【小结】
2
同主族元素金属性和非金属性递变规律
卤素单质的非金属强弱规律与卤素单质的氧化性强弱顺序一致，故有时可用单质的氧化性来比较元素非金属的强弱。
卤素元素从上到下，非金属性减弱，金属性增强。
其他主族元素是否也有着相似的变化规律？
【任务】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
观察比较第ⅡA——第ⅥA族不同周期元素的共同结构和递变特点，分析原子核对最外层电子吸引力的变化。写出原子核外电子排布的特点，推测原子半径、主要化合价及元素金属性和非金属性的递变关系。
【小结】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
同主族元素原子（从上到下）随着电子层数增加，原子半径增大，失电子能力增强，元素金属性增强，非金属性减弱。从第ⅡA——第ⅥA族，元素性质从上到下呈现周期性的变化。最外层电子数相同，一般具有相似的化学性质。
【任务】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
依据原子核对最外层电子吸引力变化的规律，分别整理第二——第六周期主族元素随着核电荷数（或最外层电子数）递增，原子半径、元素金属性、元素非金属性的变化规律。
铍、镁、钙、锶、钡、镭；硼、铝、镓、铟、铊
碳、硅、锗、锡、铅；氮、磷、砷、锑、铋
氧、硫、硒、碲、钋
【小结】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
同周期的主族元素原子随着核电荷数的增加，原子半径减小，元素金属性减弱，非金属性增强。从第二——第六周期，元素性质从左到右呈现周期性的变化。因原子核对最外层电子吸引力的变化，元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化，这一规律称为元素周期律。
【展示】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
【练习】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
1.下列元素中，非金属性最强的是（ ）A．碳 B．氮 C．氧 D．氟
2.K和Br都位于元素周期表的第四周期。K和Br的原子结构中相同的是（ ）
A．核电荷数
B．电子层数
C．电子数
D．最外层电子数
D
B
左上强
都有四层电子层
3.Na2S+Br2=2NaBr+S，足以证明非金属性Br>S氧化性(_______) ；
正确
元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，该反应中溴单质是氧化剂、S是氧化产物，溴的氧化性大于S，所以非金属性Br＞S
【练习】
3
同周期、同主族元素性质递变规律
4．短周期元素X、Y、Q、R、W的原子序数依次增大，X与Q、Y与W分别同主族，X、Y、Q原子的电子层数之和为6且最外层电子数之和为8，Q的焰色试验呈黄色。下列说法正确的是（ ）
A．简单离子的半径：Q>W>YB．R的最高价氧化物对应的水化物不可能为两性氢氧化物C．简单气态氢化物稳定性：W>YD．Y均能分别和X、Q、W组成两种或两种以上的化合物
X为H，Y为O，Q为Na，R可能为Mg、Al、Si或P，W为S元素
电子层越多离子半径越大，电子层结构相同时，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子的半径：W＞Y＞Q
R为Al元素时，其最高价氧化物对应水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物
非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，非金属性S＜O，则简单氢化物的稳定性W＜Y
O均能分别与H、Na、S形成两种或两种以上的化合物，如H2O、H2O2、Na2O、Na2O2、SO2、SO3等
D
3
同周期、同主族元素性质递变规律