4.2.1 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 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 课时1 元素周期律 亮亮图文旗舰店 https://liangliangtuwen.tmall.com 课堂导入 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。同主族元素由上到下原子核外电子层数依次增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 课堂学习 元素周期律 根据表格数据，前三周期元素随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价各呈现什么变化？ 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 第一周期 1-2 1 1-2 第二周期 3-10 2 1-8 第三周期 11-18 3 1-8 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 第一周期 第二周期 第三周期 同周期从左向右元素原子的最外层电子数依次增大。 课堂学习 元素周期律 请绘制元素原子最外层电子数与原子序数的关系曲线，思考变化是否具有一定规律？ 规律： 同周期，从左到右(随着原子序数的递增)，最外层电子数由1至8逐渐增加(第一周期除外)，呈现周期性变化。 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 第一周期 1-2 - 第二周期 3-9 0.152-0.071 第三周期 11-17 0.186-0.099 课堂学习 元素周期律 同周期从左向右元素原子的半径依次减小。 思考原子序数与原子半径的关系，并作出原子序数与原子半径的曲线关系，可得出什么结论？ 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 第一周期 第二周期 第三周期 结论： 同周期从左向右元素原子半径呈现周期性变化。 课堂学习 元素周期律 同周期从左向右元素原子的主要化合价呈现周期性变化。 思考原子序数与元素主要化合价的关系，并作出原子序数与元素主要化合价的曲线关系，可得出什么结论？ 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1-2 +1 第二周期 3-9 最高价+1→+5(不含O、F) 最低价-4→-1 第三周期 11-17 最高价+1→+7 最低价-4→-1 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 第二周期 第三周期 课堂学习 元素周期律 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 我们发现，前三周期元素随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价均呈现周期性的变化，我们把这种周期性的变化称为元素周期律。 化合价变化规律： 1. 随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由-4到-1的周期性变化； 2. 最外层电子数 = 最高正价；最高正价 + |最低负价| = 8(H、O、F除外)； 3. 主族序数 = 最高正价 = 最外层电子数(O、F除外)。 粒子半径变化规律： 1. 先看电子层数，电子层数越多，半径越大，如r(O) < r(S)； 2. 电子层数相同看原子序数，原子序数越大，半径越小，如r(Al) < r(Mg)、如r(Na+) < r(F-)； 3. 电子层数和原子序数都相同看化合价，化合价越高，半径越小，如r(Fe3+) < r(Fe2+) < r(Fe)。 注意事项：存在反例，但不考反例。 那同周期元素的金属性和非金属性会如何变化，你能根据已学知识进行预测吗？ 课堂学习 元素周期律 根据同主族之间的金属性与非金属性递变规律，同周期元素从左至右，电子层数相同，原子半径依次减小，核对最外层电子的作用力逐渐增强，失电子能力减弱，得电子能力增强，金属性减弱，非金属性增强。 以第三周期的七种主族元素为例，应该如何以实验证明呢？ 你会从哪些角度考虑，选择哪一种方法？ 金属性的比较 与水反应的难易程度 与酸反应的剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性 单质的还原性或对应离子的氧化性 非金属性的比较 与氢气化合的难易程度 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 单质的氧化性或对应离子的还原性 课堂学习 元素周期律 根据实验现象，均能发现金属性Na > Mg > Al。 金属 Na Mg Al 与水或酸反应 与冷水反应剧烈 与冷水几乎不反应 与热水缓慢反应 与酸剧烈反应 与热水反应很缓慢 与酸反应较快 最高价氧化物对应水化物碱性 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 弱碱 两性 课堂学习 元素周期律 Si、P、S、Cl四种元素非金属性的判断。 Si P S Cl 与氢气反应 条件 高温 磷蒸气与H2能反应 需加热 光照或点燃时发生爆炸 变化规律 随着核电荷数增加，与氢气化合越来越容易 气态氢化物