4.2元素周期律 课件 2023-2024学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第四章 第二节元素周期律 第二节 元素周期律 恩考并讨论： 随着原子序数的递增， 原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？ 原子半径呈现什么规律性的变化？ 元素的化合价呈现什么规律性的变化？ 8 最外层电子数 变化规律： 最外层电子数 K 同一周期，从左到右 最外层电子数：1→ 8逐渐增勖加（第一周 期除外)，呈现周期 性变化。 同一族，最外层电子 123456789101112131415161718 数相同。 知周期 弟2调期 第3周期 原子嫩 结同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小。 论同族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。 0.202 原子半径/nm 0.186 0.18 0.16 0.152 0.160 0.14 0.143 0.12 0.11 0.102 0.10 0.110 0.08 0.089 0.0820.075.0071 0.099 0.06 0.0770.074 0.0 0123456789101112131415161718原子序数 结论：同周期元素随原子序数递增，化合价呈周期性变化 最高正价：+1→+7（氧、氟除外）最低负价：-4→-1 主族元素 最高正价=最外层电子数=主族序数 最低负价=最外层电子数-8 注意：金属无负价，氧、氟无最高正价。 1234 结论2、 随着元素原子序数的递增，电子层相同 的元素主要化合价呈现周期性的变化。 ①最高正价=最外层电子数 (氧，氟例外，氧、 氟无最高正价) ②当最外层电子数>4， 则出现负价 ③ 最低负价=最外层电子数一8 或缺几个电子稳定，最低负价则为几。 (金属元素无负价，H例外) 主族元素原子半径的递变规律 主族 周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 1 2 A. 同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 3 (除稀有气体) 4 B.同主族元素： 5 从上到下原子半径逐渐变大 6 课堂达标1 比较下列粒子半径的大小 ①CI、F、Br、I I>Br>CI >F ②MgNa、Cl、S Na>Mg>S>Cl 2.回顾碱金属元素和卤族元素的递变规律 单质与 最高价 气态 原子序数 元索符号 最外 单质与02 单质与H20 非金属 数 电子层数 原子半径 反应 反应 H2反应 氧化物 氢化物 性与金 对应水 属性 化物 31 Li 1 2 生成Li20 剧烈 Na 1 3 生成Na2O 更剧烈有时燃 烧 碱金属 9 K 1 4 摸 生成复杂氧 猛烈并燃烧轻 化物 微爆炸 37 Rb 1 生成复杂氧 很猛烈燃烧或 碱性增强 化物 爆炸 金属性增强 55 Cs 1 6 生成复杂氧极猛烈爆炸 化物 3 冷暗处風 炸 17 CI 7 3 光照爆娟 卤族元素 摸 也可点燃 35 Br 7 4 高温时缓 酸性减弱 慢 稳定性减弱 非金属性减弱 54 I 7 5 持续加热 很慢 实验论证：第三周期元素性质的递变规律 实验 放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴 酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸腾， 再观察现象。 现象 常温下，镁与水无明显反应。 加热时，有气泡产生，溶液变红。 结论 Mg+2H,0△Mg(OH2+H2↑ 通过钠、镁与水反应难易程度，对比金属性 金属性：钠>镁