4.2.1 元素性质的周期性变化规律 课件 2022-2023学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第二节　元素周期律 元素性质的周期性变化规律 第1课时 情 景 引 入 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呢？ 依据教材表4-5，对1~18号元素以原子序数为横坐标 2. 以原子半径为纵坐标，制作折线图。 3. 以元素主要化合价为纵坐标，制作柱状图。 【画一画，找规律】 1. 以原子最外层电子数为纵坐标，制作折线图。 目标一 1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律 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（第一周期除外） 2．原子半径的变化规律(稀有气体除外) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 0.18 0.20 0.16 0.12 0.14 0.10 0.06 0.08 0.04 原子半径 nm 0.02 0 原子序数 随着原子序数的递增，元素(除稀有气体外)的原子半径，重复着由大到小的周期性变化 规律1：同一主族，从上到下，原子半径逐渐_____ 规律2：同一周期，从左到右，原子半径逐渐_____ 增大 减小 稀有气体除外 大 小 观察右图： 请同学们从同主族元素、同周期元素原子半径变化的趋势进行数据分析，归纳变化规律 。 思考 从同主族元素、原子半径变化规律，找出短周期主族元素中，原子半径最大和最小的元素分别是________、________。 Na H 3．元素的主要化合价 随着原子序数的递增(除氢、稀有气体)，主族元素的最高正化合价，重复着由﹢1到﹢7，最低负化合价重复着由﹣4 到﹣1的周期性变化 最高正价＋ |最低负价|＝8 (H、O、F除外) O难失6个电子 (O无最高正价) F不失电子 (F无正价) 规 律 小 结 随着原子序数的递增 原子的核外电子排布 原子半径 元素的主要化合价 呈现周期性的变化 规 律 小 结 “三看法”比较微粒半径的大小 一看层，层多径大； 二看核，层同核多径小； 三看电子，层同核同电子多径大，如Cl－>Cl、Fe2＋>Fe3＋。 练习1 判断正误 (1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7(　　) (2)原子半径最小的元素是氢元素(　　) (3)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8(　　) (4)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH(　　) (5)每周期元素原子半径最大的是第ⅠA族元素，最小的是0族元素(　　) √ × × √ × 练习2 某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为 A.4 B.5 C.6 D.7 √ 设该元素的最高正价为x，最低负价为y， 因此该原子的最外层电子数为6。 练习3 试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。 (1)Mg______Ca______K； (2)P______S______Cl； (3)Fe3＋______Fe2＋______Fe； (4)S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋。 ＜ ＜ ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ 目标二 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1．以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律 元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？ 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的变化规律。 减小 减弱 增强 减弱 增强 思考1 如何判断元素金属性的强弱？ 提示　①比较金属与水、酸发生反应的难易； ②比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱； ③比较单质间的置换反应。 思考2 目标二 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 (1)【实验探究】Na、Mg、Al金属性的递变规律 ①Na、Mg元素金属性强弱比较 实验原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 与水反应   实验现象 镁条表面附着少量气泡 镁条表面有较多的无色气泡冒出，溶液变红 化学反应 － 结论 结合钠与水反应的现象，钠与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑ 原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 物质 Al(OH)3 Mg(OH)2 实验操作     ②Mg、Al元素金属性强弱比较 物质 Al(OH)3 Mg(OH)2 沉淀溶解情况 相关反应的离子方程式   实验结论 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 Al(OH)3＋OH－===＋2H2O 沉淀不溶解 Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O Al(OH)3是两性氢氧