4.2元素周期律 共2课时 课件 2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第二节 元素周期律 第1课时　元素性质的周期性变化规律 第四章 物质结构 元素周期律 1 学习目标 认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律； 掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律； 认识同周期元素的核外电子排布、化合价、原子半径； 建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。 【思考】通过对碱金属元素、卤素的结构和性质的研究，我们已经知道同主族元素的性质有相似性和递变性。那么同一周期的元素结构有什么相似性和递变性？性质又有什么变化规律？ 新课导入 一、原子结构的周期性变化 1.原子最外层电子排布变化规律 观察教材表4-5，完成下列表格： 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 核外电子排布呈现周期性变化 2 3 一、原子结构的周期性变化 1.原子最外层电子排布变化规律 规律：同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最外层电子数：1→8 逐渐增加（第一周期除外）呈现周期性变化 一、原子结构的周期性变化 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 半径呈现周期性变化 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 【思考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？ 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。 【思考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？ 不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 【思考3】根据同周期、同主族的元素原子半径递变规律，分析影响微粒半径大小的因素？ 核电荷数、电子层数 第一步先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。 第二步在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 第三步在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) (1)原子半径大小比较 ①同主族原子： 从上到下：电子层数依次增加，原子半径越来越_____。 ②同周期主族原子(零族除外)： 从左到右：核电荷数依次增加，原子半径越来越_____。 大 小 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) (2)离子半径大小的比较 ①同主族离子： 从上到下：电子层数依次增加，阴离子、阳离子半径逐渐______。 ②同周期主族离子： 从左到右：核电荷数依次增加，阳离子逐渐半径______ ，阴阳离子半径逐渐______，但阴离子半径______阳离子半径。 增大 减小 减小 大于 核外电子数越多，粒子半径越___。如：Fe __ Fe2+ __ Fe3+ 、H__ H- 一、原子结构的周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) (2)离子半径大小的比较 ③具有相同电子层结构的离子： 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越___ ，半径越___ 。 例如：10电子：7N3- ___ 8O2-___ 9F-___ 11Na+ ___ 12Mg2+ ___ 13Al3+ 大 小 ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ (3) 同种元素的各种粒子半径大小比较 大 (4)不同周期、主族，电子层结构也不相同的粒子半径大小比较 ＞ ＞ 参照对比：如：Na F。 ＞ ＞ 一、原子结构的周期性变化 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； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→10 最高价_______ (不含O、F) 最低价_______ 第三周期 11→18 最高价_______ 最低价_______ 规律：随着原子序数的递增，元素的_________________________ +1→+5 -4→-1 最高正价逐渐升高 ⅣA族的-4 ⅦA族的-1 主要化合价呈现周期性变化 -4→-1 +1→+7 一、原子结构的周期性变化 3.元素的主要化合价 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较 (1)Mg与水反应 ①现象： ②结论： 加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较 (1)Al(OH)3、Mg(OH)2与酸、碱反应 Al(OH)3可溶于盐酸和NaOH溶液，而Mg(OH)2仅可溶于盐酸。 AlCl3＋3NH3·H2O === 3NH4Cl＋Al(OH)3↓ Al3+ ＋ 3NH3·H2O === 3N Mg2++ 2NH3·H2O === 2N＋Mg(OH)2↓ MgCl2＋2NH3·H2O === 2NH4Cl＋Mg(OH)2↓ 两性氢氧化物：既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 【探究实验】Na、Mg、Al性质的比较 (1)Al(OH)3、Mg(OH)2与酸、碱反应 Al(OH)3可溶于盐酸和NaOH溶液，而Mg(OH)2仅可溶于盐酸。 Al(OH)3＋3HCl === AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ ===Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4] Al(OH)3＋OH－=== [Al(OH)4]－ Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O Mg(OH)2+ 2H+===Mg2+ +2H2O 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变   Na Mg Al 与水（或酸） 反应的现象 与冷水剧烈反应 与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应 与沸水几乎不反应 剧烈程度 随着核电荷数增大，与水（或酸）反应越来越________ 最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 _______________ 结论 金属性：__________________ 缓慢 Na>Mg>Al 两性氢氧化物 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 (2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 元素 单质与H2化合的条件 氢化物化学式 氢化物稳定性 结论 Si 高温下少量反应 SiH4 很不稳定 非金属性由弱到强的顺序为 _____________ P 磷蒸气，困难 PH3 不稳定 S 加热反应 H2S 较不稳定 Cl 光照或点燃 HCl 稳定 Si<P<S<Cl 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 (2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸) 名称 ______ ______ ______ __________ 化学式 ______ ______ ______ __________ 酸性强弱 ______ ______ ______ ______________ 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐_______。 硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 强酸(酸性比H2SO4强) 增强 二、元素周期律 1.第三周期元素性质的递变 综合分析，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: 自左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 Na Mg Al Si P S Cl 二、元素周期律 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数_____，但从左到右，核电荷数依次_____，原子半径逐渐_____，失电子能力逐渐______，得电子能力逐渐_____。因此，金属性逐渐_____，非金属性逐渐_____。 2.元素性质与原子结构的关系 3.元素周期律 ①内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈_________的变化。 ②实质：元素性质的周期性变化是原子的______________的周期性变化的必然结果。 核外电子排布 周期性 相同 增多 减小 减弱 增强 减弱 增强 项目 同周期(自左至右) 同主族(从上到下) 原子半径 减小 增大 主要化合价 ＋1→＋7(F，O无最高正价) －4→－1 相似 金属性 依次减弱 依次增强 非金属性 依次增强 依次减弱 金属单质的还原性 依次减弱 依次增强 非金属单质的氧化性 依次增强 依次减弱 气态氢化物 稳定性逐渐增强 还原性逐渐减弱 稳定性逐渐减弱 还原性逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 三、同周期和同主族元素性质的递变规律 1.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 随堂练习 2.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________。 随堂练习 3. 如图为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一，下列说法中正确的是(　 　) A. a的最高价氧化物对应水化物有两性 B. b与d组成的化合物不能与水反应 C. c的单质能与强碱反应生成两种盐 D. 非金属性:c>d>b>a C 随堂练习 第二节 元素周期律 第2课时　元素周期表和元素周期律的应用 第四章 物质结构 元素周期律 27 学习目标 知道元素周期表的简单分区； 认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式； 运用元素周期表、元素周期律的知识，指导研究生产； 培养科学探究精神和社会责任感。 新课导入 门捷列夫的预言 门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。例口，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。 学习了元素周期表和元素周期律后，你能否总结出元素在周期表中的位置、原子结构以及性质（位、构、性）之间的关系？  新课导入 一、元素周期表的分区及元素化合价规律 1.元素金属性和非金属性的递变 周期　　 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 　0 1 2 3 4 5 6 7 非金属性逐渐增强 非金属区 金属区 非金属性逐渐 增 强 金属性逐渐 增 强 金属性逐渐 增强 Te Ge Sb Po B As At Al　 Si 既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。 一、元素周期表的分区及元素化合价规律 1.元素金属性和非金属性的递变 (1)金属性强的在周期表的____方，最强的是____(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的_____方(稀有气体除外)，最强的是___。 (2)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的_________，故元素的_______和_________之间没有严格的界线。 (3)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 (4)主族元素最高正化合价＝________＝_____________。 (5)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 左下 Cs 右上 F 金属性 非金属性 金属性 非金属性 主族序数 最外层电子数 一、元素周期表的分区及元素化合价规律 2.元素周期表与元素周期律的关系 (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。 (2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律： 同周期元素由左向右金属性_____，非金属性_____；同主族元素由上向下金属性_____，非金属性_____。 (3)元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系 ： 价电子：与元素化合价有密切关系的电子。 最高正价=最外层电子数=主族序数 最高正价+|最低负价|=8(H 、O、F除外) 减弱 增强 增强 减弱 二、元素周期表和元素周期律的应用 1.元素周期表和元素周期律的应用 (1)根据元素在周期表中的位置推测其__________和______。 (2)根据元素的__________推测它在周期表中的位置。 (3)指导新元素的发现及预测它们的________________。 原子结构 性质 原子结构 原子结构和性质 2006年，科学家以钙离子撞击锏(Cf)靶，产生了一种超重元素——鿫(Og)，其反应可表示为: 请判断在周期表中的位置，并推测其可能与哪类元素性质相似。 + + 3 二、元素周期表和元素周期律的应用 1.元素周期表和元素周期律的应用 (4).寻找有特殊用途的新物质 ①在周期表中_______________________，可以找到半导体材料。 ②在元素周期表的________，寻找制取农药的元素。 ③在__________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 金属与非金属分界处 右上角 过渡元素 钯铂铑合金催化剂 含Ge、Si半导体材料 含F、P、S、Cl等农药 耐高温合金 三、元素“位、构、性”之间的关系 反 映 决 定 反 映 决 定 判断元素推出位置 通过位置运用递变规律 推出性质 周期 族 (2)核外电子数 电子层数 最外层电子数 元素性质 单质性质 化合物性质 离子性质 结构 位置 性质 (1)核电荷数=原子序数 四、金属性与非金属性的强弱比较 1.金属性的强弱比较 电子层数相同，最外层电子数越少，金属性越强； 同周期：从左到右，元素金属性依次减弱； 同主族：从上到下，元素金属性依次增强。 (1).结构比较法 (2).位置比较法 最外层电子数相同，电子层数越多，金属性越强。 (3).实验比较法 ①依据最高价氧化物对应水化物碱性强弱： 碱性强的对应元素的金属性强 ②依据单质的还原性强弱： 单质的还原性越强，对应元素的金属性越强 (单质与盐的置换反应) 四、金属性与非金属性的强弱比较 1.金属性的强弱比较 (3).实验比较法 ③依据阳离子氧化性的强弱： 阳离子的氧化性越强，对应元素的金属性越弱 ④依据与水、酸反应的难易或剧烈程度： 越易反应或反应越剧烈，对应元素金属性越强 四、金属性与非金属性的强弱比较 2.非金属性的强弱比较 电子层数相同，最外层电子数越多，非金属性越强； 同周期：从左到右，元素非金属性依次增强； 同主族：从上到下，元素非金属性依次减弱。 (1).结构比较法 (2).位置比较法 最外层电子数相同，电子层数越少，非金属性越强。 (3).实验比较法 ①依据最高价氧化物对应水化物酸性强弱： 酸性强的对应元素的非金属性强(强酸制弱酸) ②依据单质的氧化性强弱： 单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强 (单质与盐的置换反应) 四、金属性与非金属性的强弱比较 2.非金属性的强弱比较 (3).实验比较法 ③依据阴离子还原性的强弱： 阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 ④依据与H2反应的难易或剧烈程度： 越易反应或反应越剧烈，对应元素非金属性越强 ⑤依据简单气态氢化物的稳定性： 简单气态氢化物越稳定，对应元素非金属性越强 随堂练习 1.关于元素周期表，下列叙述中不正确的是（ ） A.在金属元素与非金属元素的分界线附近可以寻找制备半导体材料的元素 B.在过渡元素中可以寻找制备催化剂及耐高温和耐腐蚀的元素 C.在非金属元素区域可以寻找制备新型农药材料的元素 D.在地球上元素含量的分布和它们在元素周期表中的位置有密切关系 2.下列事实不能用元素周期律解释的是（ ） A.酸性：H2SO3>H2CO3 B.还原性：S2－>Cl－ C.气态氢化物的稳定性：NH3>CH4 D.Cl2从KI溶液中置换出I2 D A 随堂练习 3.镭是第七周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质描述中不正确的是(　 ) A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性 C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水 4.运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 (　　) A.已知Ba是第六周期第ⅡA族的元素，故Ba(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强 C.已知Cs是第六周期第ⅠA族的元素，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈 D.已知Cl与Al在同一周期，且Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，故Cl的原子半径比Al的原子半径小 B 　B 5.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下。下列叙述正确的是（ ） A．X、Y元素的金属性 X<Y B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2 C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 D 随堂练习 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ Lavf58.20.100 Lavf58.20.100 Lavf58.20.100 $$