第四章 第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律--人教版高中化学必修第一册教学课件(共40张PPT)
文档属性
| 名称 | 第四章 第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律--人教版高中化学必修第一册教学课件(共40张PPT) |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 212.5MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-05-06 11:13:28 | ||
图片预览
文档简介
第1课时 元素性质的周期性变化规律
第二节 元素周期律
化学
1.了解第三周期元素的递变规律。
学习目标
2.了解氢氧化铝的性质。
3.了解元素周期律的成因。
重点、难点：
元素周期律的含义和实质，元素性质与原子结构的关系。
学习重难点
为什么铝有金属光泽，能导电、导热，而食盐是白色晶体，易溶于水？这些性质与元素本身有什么关系？它们的性质是否有规律可循呢？我们学过的元素越来越多，它们的性质有没有什么内在联系？有没有一种规律能让我们更好地理解和预测元素的性质呢？
导入新课
思考探究
画出核电荷数为1~18号元素的原子结构示意图。
导入新课
总结同周期元素原子最外层电子数的变化规律。
导入新课
在同一周期中，从左到右元素原子的最外层电子数依次增加。例如，第二周期，锂元素原子的最外层电子数是1，铍元素原子的最外层电子数是2，硼元素原子的最外层电子数是3，依次类推，氟元素原子的最外层电子数是7，氖元素原子的最外层电子数是8。
2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷(37Rb)同周期。下列说法不正确的是( )
A.In是第五周期第ⅢA族元素
B. 49115In中子数与电子数的差值为17
C.原子半径：In>Al
D.碱性：NaOH>RbOH
?
导入新课
D
原子结构：从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
元素性质：
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
非金属氢化物的稳定性逐渐减弱。
金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，非金属元素的酸性逐渐 减弱。
导入新课
物理性质：
金属单质的熔、沸点逐渐降低，非金属单质的熔、沸点逐渐升高。
单质的颜色有递变规律，如卤素单质的颜色逐渐加深。
化学反应规律：
也呈现相应的递变特点。
导入新课
原子结构、元素在周期表中的位置、元素性质之间存在紧密联系：
导入新课
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
观察表格中的数据，判断随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
通过比较上面的元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：
同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8)。这样的重复出现，称为“周期性”。因此，我们说随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
再比较下面的元素的原子半径(稀有气体的半径没有可比性，所以不列出)，请归纳同周期元素的原子半径的变化规律。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
每一周期的原子半径由左向右都是逐渐减小的，重复出现。因此得到结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题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。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题2】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
短周期主族元素中原子半径最大的是钠（Na）元素。
电子层数的影响：在这些元素中，电子层数越多，原子半径越大。第一周期元素电子层数为1，第二周期元素的电子层数为2，第三周期元素的电子层数为3，所以第三周期的元素原子半径相对较大。
核电荷数的影响：在同一周期中，从左到右核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
再比较下面的元素的常见化合价，完成学案中的表格，总结出元素主要化合价的规律。
随着原子序数递增，原子核外电子排布、原子半径、主族元素主要化合价都呈现周期性变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题3】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。
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验引入]
元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
我们已知NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，你能预测Al(OH)3的酸碱性吗？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
Al(OH)3是一种两性氢氧化物。
（1）探究Al(OH)3的酸碱性实验
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验探究]
单质与水(或酸)反应的难易；最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。碱性越强，元素的金属性越强。
我们学过的元素金属性强弱的判断方法有哪些？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
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
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[情境设问]
根据单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度判断，越容易反应，元素的非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物——含氧酸的酸性越强(O、F除外)，元素的非金属性越强；单质与氢气生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
我们学过的元素非金属性强弱的判断方法有哪些？
非金属元素?
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
最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
结论
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
如何比较Si、P、S、Cl的非金属性？请自行查阅资料，完成相应表格。
由易到难的顺序是Cl＞S＞P＞Si
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
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
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验结论]
第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
通过对第三周期元素的探究，你得出的结论是什么？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验结论]
第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
你能从原子结构角度解释原因吗？
课堂探究
三、元素周期律
[情境设问]
元素周期律的内容：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
对其他周期元素进行同样的研究，一般情况下也会得出类似的结论。综合以上的事实，你能得出什么结论？
课堂探究
三、元素周期律
原子核外的电子排布。
元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的？
元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。
元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么？
课堂探究
三、元素周期律
内容：
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
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。
课堂探究
三、元素周期律
元素金属性强弱的比较
同周期从左到右，金属性逐渐减弱。
同主族从上到下，金属性逐渐增强。
元素非金属性强弱的比较
从原子结构、化学性质、氧化还原等方面判断，总体而言，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。
课堂探究
三、元素周期律
对元素周期律的理解
性质随原子序数的递增呈周期性变化，由核外电子排布周期性变化引起。
体现在原子半径、化合价、金属性与非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性等方面的规律变化。
对化学发展及认识物质世界很重要，可指导新元素相关事宜。
【练习1】
短周期元素X、Y，若原子半径：X>Y，则下列选项中一定正确的是（ ）
A.若X、Y均在ⅣA族，则单质熔点：X>Y
B.若X、Y均在ⅥA族，则气态氢化物的热稳定性：X>Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径：X>Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价：X>Y
课堂练习
C
【练习2】
下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ）
A.酸性：H2SO4>H3PO4
B.非金属性：Cl>Br
C.碱性：NaOH>Mg(OH)2
D.热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
课堂练习
D
【练习3】
下列说法不正确的是（ ）
A.同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高
B.元素性质周期性变化的根本原因是原子半径的周期性变化
C.元素周期表中，每一个横行叫一个周期
D.元素周期表由主族、副族、0族构成
课堂练习
B
【练习4】
下列说法正确的是（ ）
A.元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化
B.元素原子结构的周期性变化决定着元素性质的周期性变化
C.从Li→F，Na→C1，元素的最高化合价均呈现从+1价→+7价的变化
D.电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化
课堂练习
B
【练习5】
下列说法正确的是（ ）
A.Ca2+、K+、Cl-、S2-半径依次增大
B.HF、HCl、HBr的熔、沸点依次增大
C.NaOH、KOH、CsOH的碱性依次减弱
D.Na、Mg、Al的还原性依次增强
课堂练习
A
课堂小结
完成课本P112的1、2、4、5题。
布置作业
谢谢大家
第二节 元素周期律
化学
1.了解第三周期元素的递变规律。
学习目标
2.了解氢氧化铝的性质。
3.了解元素周期律的成因。
重点、难点：
元素周期律的含义和实质，元素性质与原子结构的关系。
学习重难点
为什么铝有金属光泽，能导电、导热，而食盐是白色晶体，易溶于水？这些性质与元素本身有什么关系？它们的性质是否有规律可循呢？我们学过的元素越来越多，它们的性质有没有什么内在联系？有没有一种规律能让我们更好地理解和预测元素的性质呢？
导入新课
思考探究
画出核电荷数为1~18号元素的原子结构示意图。
导入新课
总结同周期元素原子最外层电子数的变化规律。
导入新课
在同一周期中，从左到右元素原子的最外层电子数依次增加。例如，第二周期，锂元素原子的最外层电子数是1，铍元素原子的最外层电子数是2，硼元素原子的最外层电子数是3，依次类推，氟元素原子的最外层电子数是7，氖元素原子的最外层电子数是8。
2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷(37Rb)同周期。下列说法不正确的是( )
A.In是第五周期第ⅢA族元素
B. 49115In中子数与电子数的差值为17
C.原子半径：In>Al
D.碱性：NaOH>RbOH
?
导入新课
D
原子结构：从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
元素性质：
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
非金属氢化物的稳定性逐渐减弱。
金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，非金属元素的酸性逐渐 减弱。
导入新课
物理性质：
金属单质的熔、沸点逐渐降低，非金属单质的熔、沸点逐渐升高。
单质的颜色有递变规律，如卤素单质的颜色逐渐加深。
化学反应规律：
也呈现相应的递变特点。
导入新课
原子结构、元素在周期表中的位置、元素性质之间存在紧密联系：
导入新课
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
观察表格中的数据，判断随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
通过比较上面的元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：
同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8)。这样的重复出现，称为“周期性”。因此，我们说随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
再比较下面的元素的原子半径(稀有气体的半径没有可比性，所以不列出)，请归纳同周期元素的原子半径的变化规律。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
每一周期的原子半径由左向右都是逐渐减小的，重复出现。因此得到结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题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。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题2】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
短周期主族元素中原子半径最大的是钠（Na）元素。
电子层数的影响：在这些元素中，电子层数越多，原子半径越大。第一周期元素电子层数为1，第二周期元素的电子层数为2，第三周期元素的电子层数为3，所以第三周期的元素原子半径相对较大。
核电荷数的影响：在同一周期中，从左到右核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
再比较下面的元素的常见化合价，完成学案中的表格，总结出元素主要化合价的规律。
随着原子序数递增，原子核外电子排布、原子半径、主族元素主要化合价都呈现周期性变化。
课堂探究
一、元素性质的周期性变化规律
【问题3】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。
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验引入]
元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
我们已知NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，你能预测Al(OH)3的酸碱性吗？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
Al(OH)3是一种两性氢氧化物。
（1）探究Al(OH)3的酸碱性实验
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验探究]
单质与水(或酸)反应的难易；最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。碱性越强，元素的金属性越强。
我们学过的元素金属性强弱的判断方法有哪些？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
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
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[情境设问]
根据单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度判断，越容易反应，元素的非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物——含氧酸的酸性越强(O、F除外)，元素的非金属性越强；单质与氢气生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
我们学过的元素非金属性强弱的判断方法有哪些？
非金属元素?
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
最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
结论
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
如何比较Si、P、S、Cl的非金属性？请自行查阅资料，完成相应表格。
由易到难的顺序是Cl＞S＞P＞Si
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
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
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验结论]
第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
通过对第三周期元素的探究，你得出的结论是什么？
课堂探究
二、第三周期元素性质的递变规律
[实验结论]
第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
你能从原子结构角度解释原因吗？
课堂探究
三、元素周期律
[情境设问]
元素周期律的内容：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
对其他周期元素进行同样的研究，一般情况下也会得出类似的结论。综合以上的事实，你能得出什么结论？
课堂探究
三、元素周期律
原子核外的电子排布。
元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的？
元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。
元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么？
课堂探究
三、元素周期律
内容：
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
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。
课堂探究
三、元素周期律
元素金属性强弱的比较
同周期从左到右，金属性逐渐减弱。
同主族从上到下，金属性逐渐增强。
元素非金属性强弱的比较
从原子结构、化学性质、氧化还原等方面判断，总体而言，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。
课堂探究
三、元素周期律
对元素周期律的理解
性质随原子序数的递增呈周期性变化，由核外电子排布周期性变化引起。
体现在原子半径、化合价、金属性与非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性等方面的规律变化。
对化学发展及认识物质世界很重要，可指导新元素相关事宜。
【练习1】
短周期元素X、Y，若原子半径：X>Y，则下列选项中一定正确的是（ ）
A.若X、Y均在ⅣA族，则单质熔点：X>Y
B.若X、Y均在ⅥA族，则气态氢化物的热稳定性：X>Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径：X>Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价：X>Y
课堂练习
C
【练习2】
下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（ ）
A.酸性：H2SO4>H3PO4
B.非金属性：Cl>Br
C.碱性：NaOH>Mg(OH)2
D.热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
课堂练习
D
【练习3】
下列说法不正确的是（ ）
A.同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高
B.元素性质周期性变化的根本原因是原子半径的周期性变化
C.元素周期表中，每一个横行叫一个周期
D.元素周期表由主族、副族、0族构成
课堂练习
B
【练习4】
下列说法正确的是（ ）
A.元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化
B.元素原子结构的周期性变化决定着元素性质的周期性变化
C.从Li→F，Na→C1，元素的最高化合价均呈现从+1价→+7价的变化
D.电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化
课堂练习
B
【练习5】
下列说法正确的是（ ）
A.Ca2+、K+、Cl-、S2-半径依次增大
B.HF、HCl、HBr的熔、沸点依次增大
C.NaOH、KOH、CsOH的碱性依次减弱
D.Na、Mg、Al的还原性依次增强
课堂练习
A
课堂小结
完成课本P112的1、2、4、5题。
布置作业
谢谢大家