4.2元素周期律 课件 2024-2025学年高一化学上学期人教版（2019）必修第一册

第2课时 第二节 元素周期律 学习目标 1．知道元素原子结构的周期性变化。 2．能够以第三周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况。 3. 在理解元素周期律的内容和实质的基础上，形成结构决定性质的学科思想。 二、元素周期律 在课本P14-15表中写出元素周期表前三周期元素（1-18号）的符号及原子的核外电子 排布（用原子结构示意图表示） 思考并讨论： 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？元素的化合价呈现什么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？ 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 原子序数与原子半径关系 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 元素金属性强弱的判断依据 1、金属单质从水或酸溶液中置换出H2 的难易程度 2、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 再探元素周期律 放少许镁带于试管中，加2mL水，观察现象；过一会加热至沸腾，滴入2滴酚酞试液，再观察现象。 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，滴入酚酞试液后溶液变为红色。 镁元素的金属性比钠弱 Mg + 2H2O ==== Mg(OH)2+H2↑ △ 讨论第三周期元素性质的递变规律 结论： 镁元素的金属性比铝强 取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L）盐酸反应。 实验: 现象: 反应方程式： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。 Mg + 2HCl ==== MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl ==== 2AlCl3+ 3H2↑ 1、金属单质置换出氢气的能力 与冷水剧烈反应 与沸水 反应 剧烈反应 反应比镁慢 结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气的能力依次减弱。 与沸水反应很缓慢 剧烈反应，且发生燃烧 金属性：Na>Mg>Al NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 中强碱 （ ） （ ） 2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强碱 两性氢 氧化物 结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。 金属性：Na>Mg>Al 元素非金属性强弱的判断依据 1、非金属单质与 H2 化合的难易程度 2、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 再探元素周期律 氢化物 化学式 元素 14Si 15P 16S 17Cl 非金属性：Si<P<S<Cl 单质与氢气的化合条件 氢化物的稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定 1、非金属单质与氢气化合的能力 性质 含氧酸 的酸性 Si P S Cl H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 非金属性：Si<P<S<Cl 2、最高价氧化物对应水化物的酸性 结论： Na Mg Al Si P S Cl 元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强 同一周期元素 [微粒大小经验规律]在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较微粒半径的大小： (1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越多，半径越大。 (2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。 元素的性质随着原子序数的递增而呈现 周期性的变化规律。 元素周期律—— 元 素 周 期 律 实质：原子的核外电子排布周期性的变化。 Goodbye! Lavf57.82.100 Lavf57.82.100 $$