4.2.1 元素性质的周期性变化规律 课件 2023-2024学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第1课时　元素性质的周期性变化规律 知识回顾 碱金属元素、卤族元素的原子结构和性质上的相似性和递变性？ Li Na K Rb Cs Fr 碱金属元素 卤族元素 单质氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱 原子半径逐渐增大 核外电子层数逐渐增多 核电荷数增加 失电子能力逐渐增强 金属性逐渐增强 单质还原性逐渐增强 F Cl Br I At Ts 最外层电子数都是7， 化学性质相似 最外层电子数都是1， 化学性质相似 同周期呢？ 观察教材表4－5，完成下列表格 1.核外电子排布变化规律 一、1～18号元素性质的周期性变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 第二周期 3→10 __ _____ 第三周期 11→18 __ _____ 规律：随着原子序数的递增，元素原子的 _______________________ _____ 1→8 1→8 最外层电子数呈现从1-8的周期性变化（第一周期除外） 2 3 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的_________________(不包括稀有气体) 第二周期 3→9 0.152→0.071_______ 第三周期 11→17 0.186→0.099_______ 规律：随着原子序数的递增，元素的原子 _______________ _____ 大→小 大→小 原子半径逐渐减小 半径呈现从小到大的周期性变化（不包括稀有气体） 3.元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 结论 第一周期 1→2 ＋1→0 ①最高正化合价呈现： ②最低负化合价呈现： ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→9 +1→ ， →-1→0 第三周期 11→18 规律：随着原子序数的递增，元素的 _________________________ +5 -4 －4→－1→0 +1→+7 主要化合价呈现周期性变化 +1→+7 -4→-1 （O无最高正价，F无正价） 最高正价= 最外层电子数= 主族序数 结论： 同周期，从左到右（随着原子序数的递增）， 最外层电子数：1→8 逐渐增加（第一周期除外） 原子半径：大→小（稀有气体除外） 最高正价：+1→+7（O/F除外，第一周期除外） 最低化合价：-4→-1→0 （第一周期除外） 呈周期性变化 (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(　　) × √ 判断正误 × √ 1.(1)同周期元素随核电荷数增加原子半径逐渐减小的原因是什么？ 深度思考 提示　同周期元素电子层数相同，核电荷数增多，即原子核所带正电荷增多，原子核对核外电子吸引力增大，原子半径减小。 (2)电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？ 提示　不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 8 2.34号元素硒(Se)被国内外医药界和营养学界尊称为“生命的火种”，享有“长寿元素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉， 其原子结构示意图为 。 (1)推断该元素在周期表中的位置：_______________。 (2)按要求写化学式：①气态氢化物为______；②最高价氧化物对应的水化物为________。 (3)推测35Br的最高正化合价和最低负化合价的数值分别是____、____，原子半径的大小关系为：r(Se)___r(Br)(填“>”或“<”)。 第四周期ⅥA族 H2Se H2SeO4 ＋7 －1 > 主要因素 原子半径 电子层数 原子核对核外电子吸引力的大小（核电荷数） 电子层数越多 原子半径越大 电子层数相同，原子核与核外电子吸引力越大（核电荷数越多），原子半径越小 影响粒子半径的因素 （序大径小原则） 核外电子数 电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，半径越大 粒子半径比较规律 先看电子层：层多径大 如:r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) 层同看序号：序大径小 如：r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) 序同看电子：数多径大 如：r(Na＋)<r(Na)，r(