第14讲 元素周期律（课件）-【暑假衔接班】2023年新高一化学精品衔接课程（全国通用）

新高一化学衔接课程 第14讲 元素周期律 【内容导航】 1．元素的原子结构和化合价的周期性变化。 2．探究11~17号元素性质的变化规律。 3．元素周期律。 一、元素的原子结构和化合价的周期性变化 1．原子序数 (1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，叫做原子序数。 (2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 写出1~18号元素的原子结构示意图，讨论1~18的元素原子核外电子排布有什么规律？ 交流讨论 除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。 2．原子最外层电子排布的规律性变化 交流讨论 根据下表原子半径的数据，讨论元素原子半径有什么规律？ 3．元素原子半径的变化规律 随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。 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。 【即学即练1】(1)比较下列元素的原子半径大小 O_____F Si_____N Na_____K 答案：> > < (2)比较下列元素的原子半径大小： C___Na B____N Si___S O___S 答案：< > > < 课堂探究 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：> < > > > < 归纳小结 简单离子半径的比较方法： (1)离子的电子层数越多，半径越大； (2)具有相同电子层结构的离子，核电荷数越多，半径越小； (3)核电荷数相同的微粒，电子数越多，半径越大。 交流讨论 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。 4．元素化合价的变化规律 (1)1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。 (2)元素的最高化合价与最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系 最高正化合价=最外层电子数（O、F除外） 最低负化合价=最外层电子数-8 最高正化合价+|最低负化合价|=8。 (3)元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因是：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化 【即学即练2】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 二、探究11~17号元素性质的变化规律 1．元素的金属性和非金属性 (1)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(还原性) 元素的非金属性是指该元素原子的得到电子能力(氧化性)。 (2)元素的性质的判断方法 利用元素单质及其化合物的某些性质判断元素的金属性、非金属性强弱。 元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强。 元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应生成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 2．探究元素性质的变化规律 (1)钠、镁、铝与水或酸反应放出氢气的剧烈程度 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，加热时反应缓慢，化学方程式为：Mg＋2H2O===Mg(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钠、镁、铝与水或酸反应放出氢气的剧烈程度依次减弱，因此金属性强弱顺序为Na>Mg>Al。 (2)硅、磷、硫、氯与氢气化合的难易 硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。 元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。 (3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素