4.2.1元素周期律 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 第四章 物质结构与元素周期律 第1课时 1 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 2 核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 1 本节重点 本节难点 知识导航 原子结构 元素性质 决定 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。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？ 新课导入 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 第二周期 3→10 第三周期 11→18 1→8 1→8 2 3 1、原子最外层电子排布变化规律 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)（除第一周期） 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数 1 3 5 7 8 最外层电子数 2 4 6 新课讲授 2.原子半径的周期性变化 以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下: 规律:随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现__________的周期性变化。 由大到小 新课讲授 原子半径逐渐增大 原子半径逐渐减小 电子层数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子吸引能力越强，原子半径越小。 【思考1】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。 2、原子半径的变化规律(稀有气体除外) 新课讲授 （一看）电子层数：电子层数越多，半径越大 。 如 r(K+)>r(Na+) （二看）核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 如 r(N3－)>r(O2－) （三看）核外电子数：电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如r(Cl－)>r(Cl) 粒子半径大小比较 教师点拨 新课讲授 思考1　试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。 (1)Mg Ca　 K;  (2)P S Cl;  (3)Fe3+　　Fe2+　　Fe;  (4)S2-　　Cl-　　Na+　　Mg2+。  < < > > < < > > > 新课讲授 O一般无正价 F无正价 3、原子化合价变化规律(稀有气体除外) 新课讲授 1.判断正误 (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)氢元素除了有+1价外,也可以有-1价,如NaH (4)主族元素的最低负价等于其族序数-8 (5)第三周期原子半径最大的元素为钠 × √ √ × √ 新课讲授 2.下列说法正确的是 A.原子序数越大,原子半径一定越大 B.电子层数多的原子半径一定比电子层数少的原子半径大 C.元素性质的周期性变化不是元素性质的简单重复 D.按C、N、O、F的顺序,元素的最高正化合价依次升高 √ 新课讲授 3.(2024·海口长流中学高一月考)若某非金属元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HnXOm,则X元素的族序数为　　　,它的最高价氧化物的化学式为　　　　,氢化物的化学式为　　　 　。  2m-n X2O2m-n H(8-2m+n)X 新课讲授 第三周期元素性质的递变 实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2 mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何?生成了什么物质? 实验二：向试管中加入2 mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。 用2 mL 1mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。 实验探究 新课讲授 新课讲授 2.实验探究:金属性的递变规律 (1)Na、Mg元素金属性强弱比较 原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 操作     现象 镁条表面附着_________ 剧烈反应,溶液变成浅红色 少量气泡 新课讲授 原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 化学反应 - Mg+2H2O　　Mg(OH)2+H2↑ 结论 结合Na与水的反应的现象,Na与水反应置换H2比Mg______,则金属性:________ 容易 Na>Mg 新课讲授 新课讲授 (2)Mg、Al元素金属性强弱比较 原理 金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 物质 Al(OH)3 Mg(OH)2 操作     新课讲授 现象 A中沉淀_____ B中沉淀_____ C中沉淀_____ D中沉淀_______ A、B、C、D试管中的离子方程式 A:__________________ __________ B:__________________ __________ C:_____________________ _______ D:_______ 结论 Al(OH)3是两性氢氧化物,其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱),更弱于NaOH(强碱),则金属性:___________ 溶解 溶解 溶解 不溶解 Al(OH)3+3H+=== Al3++3H2O Al(OH)3+OH-=== [Al(OH)4]- Mg(OH)2+2H+===Mg2+ +2H2O 不反应 Na>Mg>Al 新课讲授 元素金属性强弱的判断依据 （3）置换反应 （1）单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度。 置换出氢气越容易，则元素金属性越强 （2）元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。 碱性越强，则原金属元素的金属性越强。 验证方法 新课讲授 思考1　下列物质①NaHCO3　②Na2CO3　③Al(OH)3　④AlCl3　⑤Al　⑥Al2O3中,既能与盐酸反应,又能与氢氧化钠溶液反应的是　　 　　。 ①③⑤⑥ 新课讲授 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________ 气态 氢化物 热稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S受热分解 HCl稳定 变化规律 随着核电荷数增加，气态氢化物越来越________ 最高价氧化物对应水化物 酸性 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4（最强的无机含氧酸） 变化规律 随着核电荷数增加，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越___ 结论 非金属性：_________________ 容易 稳定 强 Cl>S>P>Si Si、P、S、Cl非金属性强弱比较 新课讲授 （4）置换反应 （1）非金属单质与氢气化合的难易程度。 越容易化合，则非金属性越强 （2）形成气态氢化物的稳定性。 稳定性：HF＞HCl ，非金属性： F ＞ Cl （3）元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱。 酸性：H2SO4＞H2CO3 ，非金属性： S ＞ C 元素非金属性强弱的判断依据 验证方法 新课讲授 11～17号元素性质的变化中得出如下的结论： Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 最高价氧化物对应水化物 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 新课讲授 4.元素周期律 (1)内容:元素的性质随着_________的递增而呈周期性的变化。 (2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子的_____________周期性变化的必然结果。 原子序数 核外电子排布 新课讲授 思考2　从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的原因。 提示　在同一周期中,各元素的原子核外电子层数虽然相同,但从左至右,随核电荷数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,非金属性逐渐增强。 新课讲授 1.判断正误 (1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4 (2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性 (3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应 (4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C (5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性 × √ × × × 正误判断 2.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的碱性逐渐减弱,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 √ 应用体验 3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是 A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>Mg B.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>O C.KOH的碱性强于 Ca(OH)2,金属性:K>Ca D.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S √ 应用体验 FormatFactory : www.pcfreetime.com $$