专题5第一单元第1节元素周期律课件2022-2023学年上学期高一化学苏教版（2019）必修第一册

专题5 微观结构和物质的多样性 第一单元 元素周期律和元素周期表 元素周期律 化学　 1 1、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。 2、了解元素原子核外电子排布、元素的金属性和非金属性、元素化合价、原子半径等随元素核电荷数递增而呈周期性变化的规律。 在下列表格中画出核电荷数(原子序数)为1~18的元素原子结构示意图。从中你能发现原子核外电子排布呈现出哪些规律？ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 结论1：随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现从1→8的周期性变化（H、He除外）。 仔细观察下列实验数据，请与同学讨论，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？ 3~9号 元素 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖） 原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64 — 11~17号元素 Na（钠） Mg（镁） Al（铝） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氩） 原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99 — 提示： （1）稀有气体元素原子半径的测定依据与其它元素不同，没有可比性。 （2）表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。 原子半径 结论2：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现从大→小的周期性变化（稀有气体元素除外）。 仔细观察下图，试分析原子核外电子排布与原子半径的变化规律有何关系？如何判断微粒半径的相对大小？ 电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小； 最外层电子数相同，电子层数越大，原子半径越大； 【学以致用】试着比较下列原子半径的大小（提示：先画出原子结构示意图）。 (1) Si与C ，P与Cl。 微粒半径比较1 原子半径大小的比较（除稀有气体） (2) Al、Si、C 、O +14 2 8 4 +17 2 8 7 +6 2 4 +13 2 8 3 +14 2 8 4 +6 2 4 +8 2 6 +15 2 8 5 Si > C ，P > Cl Al > Si > C > O 7 微粒半径比较2 离子半径大小的比较 【交流与讨论1】试着比较：Cl Cl-，Na Na+半径的大小。 【交流与讨论2】试着比较：S2-、Cl-、Mg2+、Na+半径的大小。 > < S2- > Cl- > Na+ > Mg2+ 原子半径 < 对应阴离子半径；原子半径 > 对应阳离子半径。 电子层数越多，离子半径越大。 电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小。 +16 2 8 8 +17 2 8 8 +12 2 8 +11 2 8 观察3~10、11~18号元素的化合价，从中你能发现哪些规律？ 3~10 号元素 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖） 最高正化合价 最低负化合价 +1 — +2 — +3 — +4 - 4 +5 - 3 — -2 — -1 0 11~18号元素 Na（钠） Mg（镁） Al（铝） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氩） 最高正化合价 最低负化合价 +1 — +2 — +3 — +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0 结论3：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现+1 → +7、最低负价呈现-4 → -1的周期性变化。(氧、氟元素无最高正价，金属无负价。) 9 元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 核外电子排布 主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0 观察元素最高正价与最低负价，结合元素原子的核外电子排布，分析两者之间存在怎样的联系？ （稀有气体除外） 最高正价=最外层电子数、最高正价+|最低负价|=8 元素化合价与最外层电子排布的关系 元素性质分为金属性和非金属性，金属性指的是元素原子失电子的能力，非金属性指的是元素原子得电子的能力。 阅读教材P117“方法导引”，归纳：判断金属性和非金属性强弱的依据。 1、金属性强弱判断依据 ①元素金属性越强，其单质与酸或水反应的越剧烈，越容易释放出氢气； ②元素金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。 ③置换反应，强置弱。（金属活动顺序表） 2、非金属性强弱判断依据 ①元素非金属性越强，与H2结合越易结合，生成的气态氢化物越稳定。 ②元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 ③置换反应，强置弱。 元素 11Na 12Mg 13Al 单质和水(或酸)反应 与冷水剧烈反应 与沸水反应 与