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

第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 课时1 元素性质的周期性变化规律 壹 贰 1～18号元素性质的周期性变化规律 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 知识导航 本节重点 本节难点 课堂导入 金 属 性 逐 渐 增 强 非 金 属 性 逐 渐 减 弱 同一主族，从上到下：、 电子层数逐渐 ， 原子半径逐渐 ， 失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ， 非金属性逐渐 ； 增大 增强 减弱 增强 减弱 增多 3 课堂导入 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7 半径增大 金属性增强 非金属性减弱 从左到右，周期性变化规律？ 4 5 任务一：请同学们观察教材P107-108表4-5，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？ 1~18号元素性质的周期性变化规律 6 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8） 【活动1】 阅读P101 表4-5（核外电子排布），观察原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化? 1~18号元素性质的周期性变化规律 1.原子核最外层电子排布规律 7 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 第三周期 11→18 1→8 1→8 结论：随着原子序数的递增，元素原子的_________________________________ 2 3 核外电子排布呈现周期性变化 结构决定性质！即元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是元素其他性质递变规律的根本原因。 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 最外层电子数 原子序数 1~18号元素性质的周期性变化规律 8 2.原子半径排布规律 【活动2】阅读P101 表4-5（原子半径部分；不考虑稀有气体元素），观察原子半径随原子序数的递增有什么规律性的变化? 结论：随着原子序数的递增，主族元素的原子半径呈现周期性的变化 减小 减小 为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？ 思考1 原子结构 核电荷数 电子层数 最外层电子数 核电荷数 增多 原子半径 减小 相同 9 1~18号元素性质的周期性变化规律 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？ 思考2 不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 1~18号元素性质的周期性变化规律 10 2.原子半径排布规律(主族) 原子半径逐渐减小 电子层数相同。看核电核数，↑，半径↓ 同周期，序数↑，半径↓ 电子层数不同。电子层数↑，半径↑ 同主族，序数↑，半径↑ 11 考点1:粒子半径大小比较——四同法 ① 同周期：从左到右，原子半径逐渐 ； ② 同主族：从上到下，原子半径逐渐 ； ③ 同元素：核电荷数相同，化合价越高，核外电子数越少，故半径 ； ④ 同结构：核电荷数越大，核对外层电子的吸引力 ，故半径 . 减小 【例题】比较微粒半径大小： 1、Mg______Ca______K；2、Fe3＋______Fe2＋______Fe； 3、S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋. 增大 越小 越大 越小 序大径小 — 层多径大 — 价高径小 — 序大径小 — 如: r(K) > r(Na) 如: r(Na) > r(Mg) 如: r(Cl－) > r(Cl) r(Cl) > r(K+) 如: r(Cl－) > r(K+) ＜ ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ 12 考点1—粒子半径大小比较 比较 Na 、Mg、Al、Si的原子半径大小？ Na ＞Mg＞Al＞Si 比较Cs、Rb、K、Na、Li、H原子半径？ Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 　 比较O2－、F－、Na＋、Mg2＋原子半径？ O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋　 Cl－＞Cl 比较Cl－、Cl 原子半径？ 【例1】下列各组粒子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　 )。 A．Mg、Ca、K、Na B．S2－、Cl－、K＋、Na＋ C．Br－、Br、Cl、S D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－ B 13 考点1—粒子半径大小比较 1~18号元素性质的周期性变化规律 14 3.元素化合价变价规律（主族） 【活动3】观察P101 表4-5（化合价部分；不考虑稀有气体元素），元素化合价随原子序数的递增有什么规律性变化? 最高正价 最低负价 +1 +5 -4 -1 +1 +7 结论：随着核电荷数的递增，主族元素化合价呈现周期性的变化 -4 -1 1~18号元素性质的周期性变化规律 15 3.元素化合价变价规律（主族） ①同周期由左向右元素的_________________(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由______________价逐渐升高至_____________价； 最高正价＋|最低负价|＝8 最高正价逐渐升高 ⅣA族的－4 ⅦA族的－1 16 (1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外) (2)最高正价＋|最低负价|＝8(H、O、F除外) (3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1 1~18号元素性质的周期性变化规律 【总结1】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都呈现周期性的变化。 【小结】主族元素化合价规律 【例2】X元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO4，该元素的气态氢化物的化学式是（ ） A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4 B 17 1~18号元素性质的周期性变化规律 18 氢化物及其最高价含氧酸的关系   ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 1~18号元素性质的周期性变化规律 1~18号元素性质的周期性变化规律 19 ② 元素最高正价、最低负价的数值与原子最外层电子数之间有何关系？ ① 随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价、最低负价呈现怎样的变化趋势？ ③ 主族序数与原子最外层电子数之间有何关系？ 非金属元素：最外层电子数=最高正价；最高正价＋|最低负价|＝8 主族元素：主族序数＝最高正价＝最外层电子数 (O、F除外) (H、O、F除外) 注意： 金属无负价； H最高价为＋1，最低价为－1； O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1 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 20 任务二：思考元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？ 根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗? 电子层数相同，核电荷数↑ 失电子能力↓，得电子能力↑　 原子半径↓ 原子核对最外层电子的引力↑ 结构 性质 决定 性质预测 21 ！！！同一周期，从左→右，金属性↓，非金属性↑　 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 比较钠、镁单质与水反应的难易程度 比较镁、铝单质与盐酸反应置换出氢气的难易程度 金属性：Na>Mg>Al 金属性：Na>Mg 金属性：Mg>Al 22 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 23 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 【思考讨论】如何设计实验证明其规律，依据是什么？ ① 单质与水反应的难易程度 ② 单质与酸反应的剧烈程度 ③ 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 金属性强弱比较方法 24 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 【实验1】根据单质与水反应的难易程度比较金属性强弱 方法 ① Na 与水反应 Mg 与水反应 Al 与水反应 条件及现象 与冷水剧烈反应， 并产生气体 反应方程 实验结论 与冷水几乎不反应， 与沸水缓慢反应 与沸水反应很慢，几乎无现象 金属性：Na ＞Mg ＞Al 2Na + 2H2O =2NaOH + H2↑ Mg + 2H2O =Mg(OH)2 + H2↑ △ 25 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 Na Mg Al ①与水反应 剧烈反应 反应缓慢 —— ②与盐酸的反应 —— 剧烈反应 反应较快 ③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 两性氢氧化物 结论 金属性：Na＞Mg＞Al 碱性强弱： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 26 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 非金属性强弱比较方法 ① 非金属元素的最高价氧化物对应的水化物—最高价含氧酸的酸性强弱。 ② 非金属单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的酸性强弱 结论 （硅酸） H2SiO3 弱酸 （磷酸） H3PO4 中强酸 （硫酸） H2SO4 强酸 HClO4 （高氯酸） 强酸（酸性比H2SO4强） ＜ ＜ ＜ 非金属性：Cl ＞S ＞P＞Si +4 +5 +6 +7 Na Mg Al 与水反应 剧烈反应 反应缓慢 —— 与盐酸的反应 —— 剧烈反应 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 两性氢氧化物 结论 金属性：Na＞Mg＞Al 碱性强弱： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 实验验证 27 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 28 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 核电荷数依次增多 原子半径逐渐减小 失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 对其它周期主族元素进行同样的研究，一般情况下也会得出同样的规律 【小结】 29 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7 半径增大 金属性增强 非金属性减弱 从左到右，半径减小，金属性减弱，非金属性增强 30 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 随堂检测 【例3】下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是（ ） ① HCl比H2S稳定 ② HCl和H2S的水溶液前者的酸性强 ③ HClO4酸性比H2SO4强 ④ Cl2能与H2S反应生成S ⑤ 氯原子能得1个电子变成稳定离子，而硫原子能得两个电子 ⑥ Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS A.①②④　 B.①③⑥ C.②⑤ D.③⑤ C 31 【例4】已知短周期元素的四种离子A2+、B+、C3-、D-具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是（　 　） A. 原子序数：D＞C＞B＞A B. 原子半径：B＞A＞C＞D C. 离子半径：C3-＞D-＞A2+＞B+ D. 氧化性：A2+＞B+，还原性：C3-＜D- B Mg2+ Na+ N3- F- 32 随堂检测 【例5】短周期元素X、Y、Z、W在周期表中位置如图，其中W原子的次外层电子数是最内层电子数与最外层电子数之和。下列说法不正确的是 ( 　　) A． 最简单的氢化物的还原性：X<W B． 元素的非金属性：Z>W>Y C． 简单离子的半径大小：Y>W>Z D． 氧化物对应水化物的酸性：Y<W<Z D S O P Cl 33 随堂检测 随堂检测 34 【例1】在第三周期元素中，除稀有气体元素外： 1. 原子半径最小的元素是_____(填元素符号，下同)。 2. 金属性最强的元素是_____。 3. 最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(填化学式，下同)。 4. 最不稳定的气态氢化物是______。 5. 最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_______。 6. 氧化物中具有两性的是_______。 Cl Na HClO4 SiH4 NaOH Al2O3 随堂检测 35 1.除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述中不正确的是( ) A.从左到右，原子半径逐渐减小 B.从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C.从左到右，元素最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D.从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1 B 随堂检测 36 2.下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示( ) A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径 B 随堂检测 37 3.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是( ) A.最高价含氧酸的酸性：H3ZO4>H2YO4>HXO4 B.非金属性：X>Y>Z C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序逐渐增强 D.元素的最低负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序逐渐减小 B 4.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为( ) A.4 B.5 C.6 D.7 C 随堂检测 38 5.元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)。 元素代号 A B C D E F G 原子半径/nm 0.037 0.160 0.143 0.102 0.099 0.074 0.075 主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋6、－2 ＋7、－1 －2 ＋5、－3 (1)C元素在元素周期表中的位置是第____周期_____族。 三 ⅢA (2)B的原子结构示意图为________。 (3)D、E气态氢化物的稳定性强弱顺序为__________(填化学式)。 HCl>H2S (4)上述七种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是_______(填化学式)。 HClO4 随堂检测 39 6.34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 > 课堂小结 40 谢谢观看 THANKS Lavf57.58.101 Lavf57.58.101 $$