人教版高中化学必修第一册第四章物质结构元素周期律4.2.1元素性质的周期性变化规律教学课件
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学必修第一册第四章物质结构元素周期律4.2.1元素性质的周期性变化规律教学课件 |  | |
| 格式 | ppt | ||
| 文件大小 | 3.5MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-08-11 19:45:27 | ||
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文档简介
(共30张PPT)
第四章
物质结构 元素周期律
第二节
元素周期律
镓的故事
布瓦博德朗
门捷列夫
1875年发现一种新元素，将其命名为镓(纪念法国)
并公布了所测镓的主要性质
比重为4.70
您所说的镓就是我四年前所预言的“类铝”
它的比重应该为5.9左右
请您再测一下吧
镓的比重是 5.94
思考：门捷列夫是依靠什么规律神奇的预言镓的性质吗？
碱金属元素
卤族元素
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？
PART
01
PART
02
第1课时
元素性质的周期性变化规律
结合有关数据和实验事实，认识原子核外电子排布、原子半径、主要化合价等随元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性随元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律，构建元素周期律。
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）
“核外电子排布”变化规律探讨
最外层电子数
随着原子序数的递增，
元素原子的最外层电子数，
重复着由1到8的周期性变化
【分析引入】
结构
性质
决定
反应
最外层电子数
呈现周期性变化
原子半径逐渐减小
原子半径逐渐减小
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）
原子序数与原子半径折线图
结论：随着原子序数的递增，原子半径呈现 周期性变化
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
半径最小的原子？
短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
Na
H
“原子半径”变化规律探讨
原子核对核外电子吸引力
(电子层数相同)
质子数
原子半径
弱
强
小
大
小
大
微粒半径的比较
思考：粒子半径受哪些因素制约？
一看电子层数：
电子层数越多，原子半径越大
原子半径的变化规律
同周期: 从左→右，原子半径逐渐减小
同主族: 从上→下，原子半径逐渐增大
二看核电荷数：
核电荷数越大，半径越小
（序大径小）
三看核外电子数：
核外电子数越多，半径越大。
注意：第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。
小结
当堂巩固
＜
＜
＜
＞
＞
＞
＞
＞
＞
＞
正价：+1→+5，负价：-4 →-1
正价：+1→+7，负价：-4 →-1
同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；
元素的最低负价逐渐升高（-4 → -1）
“元素主要化合价”变化规律
最高正价：重复着由+1到+7的周期性变化
最低负价： 重复着由-4到-1的周期性变化
O一般无正价
F无正价
随着原子序数的递增
原子的核外电子排布
原子半径
化合价
呈现周期性的变化
随着原子序数的增加，元素原子的半径、元素的主要化合价为什么呈现周期性变化？出现这种变化的根本原因是什么？
随着元素原子序数的递增，
原子核外电子排布呈周期性变化。
（实质、根本原因）
规律小结
根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律。
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
失电子能力( )，得电子能力( )
金属性( )，非金属性( )
减弱
增强
减弱
增强
如何设计实验证明三者金属性的强弱？
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
比较金属单质与水（或酸）反应难易
比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱
金属单质与水（或酸）反应的难易程度
判断元素金属性强弱：
钠、镁单质与水反应
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑
金属性：Na > Mg
镁、铝与盐酸反应
金属性：Mg > Al
判断元素金属性强弱：
最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱
【获取信息】
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都可以溶解，表明它既能与酸反应，又能与强碱溶液反应。反应如下：
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
强碱 中强碱 两性氢氧化物
结论：金属性Na＞Mg＞Al
Na Mg Al
与水反应 与冷水反应 剧烈反应 反应缓慢 ——
与热水反应 —— 反应加快 ——
与盐酸的反应 —— 剧烈反应 反应较快
最高价氧化物
对应水化物碱性 NaOH
强碱 Mg(OH)2
中强碱 Al(OH)3
两性氢氧化物
结论
金属性：Na＞Mg＞Al
碱性强弱：
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
小结
Na 、Mg 、 Al金属性的比较
如何设计实验证明四者非金属性的强弱？
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
比较非金属单质与氢气反应的难易
比较非金属氢化物的稳定性
比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱
“金属性与非金属性”变化规律探讨
【任务四】
资料卡片
非金属元素 Si P S Cl
最高价
含氧酸 H2SiO3
（硅酸） H3PO4
（磷酸） H2SO4
（硫酸） HClO4
（高氯酸）
酸性强弱 弱酸 中强酸 强酸 强酸
（比硫酸强）
酸性：H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜ H2SO4 ＜ HClO4
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
【思维拓展】写出Si、P、S、Cl四种非金属元素对应的简单氢化物的化学式，比较氢化物的稳定性强弱。
C、N、O、F
SiH4 PH3 H2S HCl
<
<
<
CH4 NH3 H2O HF
<
<
<
11～17号元素性质的变化中得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
归纳总结
原子结构的周期性变化
元素性质的周期性变化
元素周期律
核外电子排布呈周期性变化
原子半径呈周期性变化
主要化合价呈周期性变化
元素金属性与非金属性呈周期性变化
随着原子序数的递增而呈现周期性变化
1.（双选）下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ）
A. 金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
B. KOH的碱性比Mg(OH)2强
C. 金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁
D. 在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
AB
随堂检测
2.（双选）下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）
A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易
B. HCl的酸性比H2S强
C. HCl的稳定性比H2S强
D. HClO3的酸性比H2SO3强
AC
单质与氢气反应的难易
气态氢化物的稳定性
不是最高价氧化物的水化物的酸性比较
随堂检测
第四章
物质结构 元素周期律
第二节
元素周期律
镓的故事
布瓦博德朗
门捷列夫
1875年发现一种新元素，将其命名为镓(纪念法国)
并公布了所测镓的主要性质
比重为4.70
您所说的镓就是我四年前所预言的“类铝”
它的比重应该为5.9左右
请您再测一下吧
镓的比重是 5.94
思考：门捷列夫是依靠什么规律神奇的预言镓的性质吗？
碱金属元素
卤族元素
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？
PART
01
PART
02
第1课时
元素性质的周期性变化规律
结合有关数据和实验事实，认识原子核外电子排布、原子半径、主要化合价等随元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性随元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律，构建元素周期律。
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）
“核外电子排布”变化规律探讨
最外层电子数
随着原子序数的递增，
元素原子的最外层电子数，
重复着由1到8的周期性变化
【分析引入】
结构
性质
决定
反应
最外层电子数
呈现周期性变化
原子半径逐渐减小
原子半径逐渐减小
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）
原子序数与原子半径折线图
结论：随着原子序数的递增，原子半径呈现 周期性变化
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
半径最小的原子？
短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
Na
H
“原子半径”变化规律探讨
原子核对核外电子吸引力
(电子层数相同)
质子数
原子半径
弱
强
小
大
小
大
微粒半径的比较
思考：粒子半径受哪些因素制约？
一看电子层数：
电子层数越多，原子半径越大
原子半径的变化规律
同周期: 从左→右，原子半径逐渐减小
同主族: 从上→下，原子半径逐渐增大
二看核电荷数：
核电荷数越大，半径越小
（序大径小）
三看核外电子数：
核外电子数越多，半径越大。
注意：第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。
小结
当堂巩固
＜
＜
＜
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正价：+1→+5，负价：-4 →-1
正价：+1→+7，负价：-4 →-1
同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；
元素的最低负价逐渐升高（-4 → -1）
“元素主要化合价”变化规律
最高正价：重复着由+1到+7的周期性变化
最低负价： 重复着由-4到-1的周期性变化
O一般无正价
F无正价
随着原子序数的递增
原子的核外电子排布
原子半径
化合价
呈现周期性的变化
随着原子序数的增加，元素原子的半径、元素的主要化合价为什么呈现周期性变化？出现这种变化的根本原因是什么？
随着元素原子序数的递增，
原子核外电子排布呈周期性变化。
（实质、根本原因）
规律小结
根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律。
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
失电子能力( )，得电子能力( )
金属性( )，非金属性( )
减弱
增强
减弱
增强
如何设计实验证明三者金属性的强弱？
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
比较金属单质与水（或酸）反应难易
比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱
金属单质与水（或酸）反应的难易程度
判断元素金属性强弱：
钠、镁单质与水反应
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑
金属性：Na > Mg
镁、铝与盐酸反应
金属性：Mg > Al
判断元素金属性强弱：
最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱
【获取信息】
Al(OH)3在酸或强碱溶液中都可以溶解，表明它既能与酸反应，又能与强碱溶液反应。反应如下：
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
强碱 中强碱 两性氢氧化物
结论：金属性Na＞Mg＞Al
Na Mg Al
与水反应 与冷水反应 剧烈反应 反应缓慢 ——
与热水反应 —— 反应加快 ——
与盐酸的反应 —— 剧烈反应 反应较快
最高价氧化物
对应水化物碱性 NaOH
强碱 Mg(OH)2
中强碱 Al(OH)3
两性氢氧化物
结论
金属性：Na＞Mg＞Al
碱性强弱：
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
小结
Na 、Mg 、 Al金属性的比较
如何设计实验证明四者非金属性的强弱？
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
比较非金属单质与氢气反应的难易
比较非金属氢化物的稳定性
比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱
“金属性与非金属性”变化规律探讨
【任务四】
资料卡片
非金属元素 Si P S Cl
最高价
含氧酸 H2SiO3
（硅酸） H3PO4
（磷酸） H2SO4
（硫酸） HClO4
（高氯酸）
酸性强弱 弱酸 中强酸 强酸 强酸
（比硫酸强）
酸性：H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜ H2SO4 ＜ HClO4
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
【思维拓展】写出Si、P、S、Cl四种非金属元素对应的简单氢化物的化学式，比较氢化物的稳定性强弱。
C、N、O、F
SiH4 PH3 H2S HCl
<
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<
CH4 NH3 H2O HF
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11～17号元素性质的变化中得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
归纳总结
原子结构的周期性变化
元素性质的周期性变化
元素周期律
核外电子排布呈周期性变化
原子半径呈周期性变化
主要化合价呈周期性变化
元素金属性与非金属性呈周期性变化
随着原子序数的递增而呈现周期性变化
1.（双选）下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ）
A. 金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
B. KOH的碱性比Mg(OH)2强
C. 金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁
D. 在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
AB
随堂检测
2.（双选）下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）
A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易
B. HCl的酸性比H2S强
C. HCl的稳定性比H2S强
D. HClO3的酸性比H2SO3强
AC
单质与氢气反应的难易
气态氢化物的稳定性
不是最高价氧化物的水化物的酸性比较
随堂检测