第14讲 元素周期律（课件）-【暑假衔接班】2022年暑假新高一化学衔接班课程

新高一化学衔接课程 第14讲 元素周期律 【学习目标】 1．了解1~18号元素原子的核外电子排布和原子半径的变化规律。 2．了解元素化合价的变化规律。 3．了解元素金属性和非金属性强弱的判断方法。 4．学会探究11~17号元素性质的性质变化规律。 5．了解元素周期律的主要内容。 按照核电荷数由大到小的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。 核电荷数为1~18的元素原子核外电子排布有什么规律？ 元素原子的核外电子排布规律： 除H、He外，最外层电子数重复出现从1递增到8的变化。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 3-9号元素，11-17号元素，原子半径的变化规律是： 随核电荷数递增，原子半径逐渐减小。 交流讨论 1.原子半径与原子结构中的哪些因素有关？ 电子层数越多，原子半径越大；核电荷数越多，原子核对外层电子的吸引力越强，原子半径越小。 2.3-9号元素，11-17号元素原子半径递减的原因是什么？ 电子层数相同的情况下，随着核电荷数的递增，因为核对外层电子的引力逐渐增强，所以半径逐渐减小。 练一练：比较下列元素的原子半径大小 O_____F Si_____N Na_____K 课堂探究 根据下表中1~18号元素的最高和最低化合价，探究元素的最高和最低化合价随核电荷数变化的规律。 1~18号元素的最高和最低价变化规律 随着核电荷数的递增，原子的最高化合价呈现由+1~+8（O、F除外），最低负化合价呈现由-4~-1的周期性变化。 交流讨论 元素的最高化合价和最低化合价的数值与原子最外层电子数有什么关系？ 元素的最高正化合价=最外层电子数 元素的最低负化合价=最外层电子数-8 元素的最高正化合价+|元素的最低负化合价|=8 课堂小结： 随着核电荷数的递增，从1-18号元素的核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价都呈现周期性的变化。 【例1】有关原子结构的说法正确的是（ ） A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化 B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化 C．原子的核电荷数越多，原子半径越大 D．原子核外电子数越多，原子半径越大 B 【例2】（1）比较下列元素的原子半径大小： C___Na B____N Si___S O___S 答案：< > > < （2）比较下列微粒半径的大小： Na+___Mg2+ Al3+____O2- Cl-____F- K+___Mg2+ Na___Na+ Cl___Cl- 答案：> < > > > < 交流讨论 1.什么是元素的金属性和非金属性？ 元素的金属性是指该元素原子的失去电子能力，失去电子能力越强，元素的金属性越强。 元素的非金属性是指指该元素原子的得到电子能力，得到电子能力越强，元素的非金属性越强。 2.如何判断元素的金属性和非金属性强弱？ 利用元素单质和化合物的某些性质判断元素的金属性、非金属性强弱。 元素金属性的判断依据： （1）金属单质与水或酸反应置换出氢的剧烈程度 （2）金属单质在盐溶液中置换出其他金属单质的难易 （3）元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 元素非金属性的判断依据： （1）非金属单质与氢气化合的难易及生成的气态氢化物的热稳定性 （2）非金属单质置换出其他非金属单质的难易 （3）元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 探究元素性质的周期性变化——钠、镁、铝性质的递变 (1)钠、镁、铝与水反应 钠与水在常温下剧烈反应，反应方程式为 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑。 镁与水在常温下不反应，加热，反应缓慢，化学方程式为 Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑。 铝不能与水反应。 (2)镁、铝与酸反应 除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。 反应的离子方程式分别为 Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑ 、2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑。 (3)实验结论：金属性强弱为Na>Mg>Al。 探究元素性质的周期性变化——硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 结论：按硅、磷、硫、氯的顺序，单质与氢气反应的条件变得容易，气态氢化物热稳定性逐渐增强，非金属性逐渐增强。 11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律：碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。 11~17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 (1)11~17号元素的最高价氧化物对应水化物： (2)探究Al(OH)3的两性 Al(OH)3既能与盐酸反应，又能