4.2.1元素性质的周期性变化规律 课件 -2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

新课导入 请你回忆！ 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？ 原子序数递增原子半径增大 元素原子失电子能力增强， 元素原子得电子能力减弱。 元素的金属性逐渐增强， 元素的非金属性逐渐减弱。 观看 新课导入 请你思考！ 同一周期元素的性质又有什么变化规律？ 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？ 2 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 ） 13 一月 2025 高一化学组 勤奋励志 博学慎思 学习目标 1、认识原子核外电子排布、化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2、以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3、基于元素“位置—结构—性质”认识元素性质，基于“结构—性质—用途”认识物质性质，基于元素性质递变的本质原因认识物质世界。 学习目标 宏观辨识与微观探析： 从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。证据推理与模型认知：会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的 发展。 科学探究与创新意识： 通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。 素养目标 任务一 元素原子结构的周期性变化 观察P107 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? 任务一 元素原子结构的周期性变化 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、原子最外层电子排布变化规律 任务一 元素原子结构的周期性变化 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 _______ 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 0.186→0.099 二、原子半径的变化规律(稀有气体除外) 探究课堂 原子半径逐渐增大 原子半径逐渐减小 H是半径最小的原子 短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？ Na 探究课堂 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 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。 探究课堂 “一看”：电子层数 “二看”：核电荷数 “三看”：最外层电子数 ①同种元素的微粒： 阳离子<中性原子<阴离子 价态越高，微粒半径越小。r(Na)>r(Na＋) 　 r(Cl)<r(Cl−) 粒子半径大小比较 ②带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大r(Li+) < r(Na+) < r(K+ )r(F－) < r(Cl－) < r(Br－) < r( I－) ③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小O2－ > F－ > Na+ > Mg2+ > Al3+ 典例精讲 【例3】“三看”法比较简单粒子半径大小 2.比较Na与Mg、Al的原子半径大小 1.比较O和S的半径大小 3.比较Na+、O2-、Mg2+的半径大小 Na>Mg>Al O<S O2->Na+>Mg2+ 4.比较Na和Na+、 O和O2-半径大小 Na>Na+ O<O2- 最外层电子相同；硫的电子层数多 电子层数相同，核电荷数依次增大 核外电子排布相同，核电荷数依次增大 电子层数不同，核电荷数相同 核电荷数电、电子层数均相同，最外层电子不同 ①同主族：序大径大 ②同周期：序大径小 ③同元素：价高径小 ④同结构：价高径小 学习评价 3.下列粒子半径大小的比较中，正确的是(　　) A．Na+<Mg2+<Al3+<O2-　　　 B．S2->Cl->Na+>Al3+ C．Na<Mg<Al<S　　　　　　D．Cs>Rb>K>Na B 任务一 元素原子结构的周期性变化 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1 ＋1 第二周期 3→9 最高价__________ (不含O、F) 最低价__________ 第三周期 11-17 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：+1→+7，最低化合价：-4→-1→0 （O/F除外，第一周期除外）， 主要化合价呈现周期性变化 ＋1→＋7 －4→－1 三、主族元素的主要化合价 1、最高正价=最外层电子数=主族序数（O、F无正价） 2、最高正价+|最低负化合价| =8（H、O、F除外） 课堂小结 随着原子序数的递增 原子的核外电子排布 原子半径 化合价 呈现周期性的变化 元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？ 【大胆预测】 任务二 元素性质的周期性变化规律 电子层数相同，核电荷数增大， 失电子能力（ ），得电子能力（ ）　 原子半径逐渐减小 原子核对最外层电子的引力逐渐增强 结构 性质 决定 性质预测 减弱 增强 金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）　 减弱 增强 如何用事实证明？以第三周期为例， 证明金属性Na>Mg>Al，非金属性Si<P<S< Cl？ 任务二 元素性质的周期性变化规律 依据金属性强弱比较方法： 方案 （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 （4）金属间的置换反应 1、设计方案：如何证明金属性Na>Mg>Al？尽可能提出多种方案。理论依据是什么？ 2、设计反思： 评价上述方案,哪些方案可行性高？ 本实验重在不同金属的金属性，为了使实验更严谨，要注意控制哪些实验条件？ 酚酞变红、气泡等 控制变量法：固体表面积、c盐酸、温度等 条件、操作简单，现象明显 四、【实验探究1-金属性探究】 任务二 元素性质的周期性变化规律 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 实验验证 金属性：Na>Mg>Al 金属性：Na>Mg 金属性：Mg>Al 任务二 元素性质的周期性变化规律 实验验证 AlCl3溶液 氨水 HCl溶液 NaOH溶液 Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+ Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ OH－ = [Al(OH)4]－ 白色絮状沉淀 两性氢氧化物 铝盐与碱的反应 任务二 元素性质的周期性变化规律 1．Na、Mg、Al的金属性的递变规律 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 _______ Mg(OH)2 _________ Al(OH)3 ______________ 结论 与冷水剧烈反应 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 与冷水反应慢，热水较快 Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑ 在常温或加热时，与水很难反应 遇盐酸剧烈反应 （先酸后水） 与盐酸反应较剧烈 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 与盐酸较快 2Al+6H+=2Al3++3H2↑ 强碱 中强碱 两性氢氧化物 ①随核电荷数的增大，与水（或酸）反应越来越 ，生成的氢氧化物碱性越来越 。 ②元素金属性：Na Mg Al 弱 弱 ＞ ＞ 学习评价 2、氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。 (1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？ (2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？ Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。 过量的NaOH溶液。 任务二 元素性质的周期性变化规律 2. Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律 原子序数 14 15 16 17 元素符号 Si P S Cl 与H2化合难易 气态氢化物的 稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 结论 非金属性：Si P S Cl H4SiO4极弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸 高温 光照或点燃爆炸化合 磷蒸气 加热 很不稳定 SiH4 PH3不稳定 H2S较稳定 HCl稳定 元素非金属性增强 ＜ ＜ ＜ 经验事实 思考：通过实验比较和信息获取，你得出的结论是什么?与最初的推测一致吗? 由此,你对原子结构与元素性质的关系又有哪些认识? 任务二 元素性质的周期性变化规律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 化合价 原子半径 金属性、非金属性 元素周期律 元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果 实 质 原子半径依次减小 原子半径依次减小 原子半径依次增大 原子半径依次增大 失电子能力依次增大 非金属性依次增强 失电子能力依次增大 得电子能力依次增大 得电子能力依次增大 非金属性依次增强 金属性依次增强 金属性依次增强 H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 非金属最强的在右上角 金属最强的在左下角 学习评价 3、不能说明钠的金属性比镁强的事实是（ ） A．钠的最高化合价为+1，镁的最高化合价为+2 B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强 C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应 D．在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁 A 学习评价 4、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 学习评价 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 随堂演练 6.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 27 Lavf57.58.101 Lavf57.58.101 $$