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

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 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7 课堂导入 同族元素，最外层电子数相同，元素性质相似 半径增大 金属性增强 非金属性减弱 从左到右，同周期元素变化规律？ 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？ 元素原子结构的周期性变化 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8 原子最外层电子排布变化规律 1～18号元素性质的周期性变化规律 同周期：左→右，元素的原子最外层电子数逐渐增加。（1→8） 注：第一周期（1→2） 元素原子结构的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 原子最外层电子排布变化规律 规律： 随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子结构的周期性变化 原子半径的变化规律(稀有气体除外) 1～18号元素性质的周期性变化规律 原子半径逐渐减小 原子半径逐渐减小 同周期：左→右，元素原子的半径逐渐减小。 (稀有气体除外) 元素原子结构的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 原子半径的变化规律(稀有气体除外) 规律： 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 元素原子结构的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 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 同周期：序大径小 同主族：序大径大 周期序数越大→电子层数越多→原子半径越大 影响原子半径大小的因素 ① 电子层数： ② 核电荷数： ③ 核外电子数： (最主要因素) 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 元素原子结构的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 电子层数越多，原子半径越大 层多径大 当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 同层序大径小 若微粒的电子层数和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。 同层价高径小 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 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。 元素原子结构的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 核电荷数增大→对电子吸引能力增大 →原子半径收缩 扩展：比较粒子半径大小 “一看”：电子层数 “二看”：核电荷数 “三看”：最外层电子数 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？ 层多径大 同层序大径小 同层价高径小 注意例外：Li、S、Cl 核外电子排布相同，核电荷数依次增大 元素原子结构的周期性变化 元素的化合价 正价：+1→+5，负价：-4 →-1→0 正价：+1→+7，负价：-4 →-1→0 ①同周期从左到右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）； ②元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价，到稀有气体的0价 元素原子结构的周期性变化 主族元素的主要化合价 ① 同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O 和 F 无最高正价） ②元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价 规律： 随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化 H=＋1，0，－1；O无最高正化合价，+2，－2；F无正化合价，最低价为－1 元素化合价规律 ① 金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 ③ 主族元素最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数（F、O除外） ④ 最高正价 + │ 最低负价│ = 8 (H、O、F除外) F不失电子 O难失6个电子 ② 特殊记：H化合价： +1、0、-1；O化合价：最高+2、最低-2 OF2 最低负价 = 最外层电子数 - 8 探究课堂 【例】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 元素性质的周期性变化规律 周期 原子 序数 电子 层数 最外层 电子数 原子半径 (除稀有气 体元素) 最高或最低化合价变化 一 1~2 1 1~2 — +1→ 0 二 3~10 +1→+5 -4 → -1→0 三 11~18 结论： 1~8 1~8 大→小 大→小 +1 → +7 -4 → -1→0 随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价呈周期性变化 2 3 根据第三周期元素原子的核外电子排布，请你预测该周期元素金属性和非金属性的变化？ Na Mg Al Si P S Cl 第三周期元素性质的周期性变化规律 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？ 同周期：电子层数相同； 由左向右：最外层电子数增多，原子半径减小 失电子能力减弱，得电子能力增强 元素：金属性减弱，非金属性增强；单质：还原性减弱，氧化性增强 第三周期元素性质的周期性变化规律 如何设计实验证明Na Mg Al 三者金属性的强弱？(与谁反应) （3）金属单质间的置换反应 金属性强的单质置换金属性弱的单质 （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：KOH>NaOH 金属性：K>Na 元素金属性 强弱的判断依据 【实验1】根据单质与水反应的难易程度比较金属性强弱 1、金属钠、镁与水的反应 实验现象 实验结论 钠与水 　 镁与水 铝与水 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声， 反应后溶液变红 钠与冷水反应剧烈 2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑　 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，滴加酚酞溶液变为浅红色 铝与水不反应 镁与冷水反应缓慢，能与热水反应很快： 无现象 碱性：NaOH＞Mg(OH)2 易到难：Na ＞Mg ＞Al 实验现象 实验结论 实验现象 　 离子 方程式 【实验2】根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性强弱 2、比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱 A中沉淀_____ B中沉淀_____ 溶解 溶解 Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4+ Al(OH)3 + OH- == [Al(OH)4]- A中沉淀_____ B中沉淀_____ 溶解 不溶解 Mg(OH)2+ 2H+ == Mg2+ + 2H2O 碱性强弱：NaOH强碱＞Mg(OH)2中强碱＞Al(OH)3两性氢氧化物 Mg2+ + 2NH3·H2O = Mg(OH)2↓ + 2NH4+ 实验探究小结   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，与酸剧烈反应 与沸水几乎不反应，与酸反应较快 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强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢氧化物 结论 ① 最高价氧化物对应的水化物的碱性：__________________ ② 金属性：__________________ 缓慢 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 Na>Mg>Al 第三周期元素性质的周期性变化规律 如何设计实验证明 Si、P、S、Cl 四者非金属性的强弱？ 元素非金属性 强弱的判断依据 （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 Si P S Cl 判断依据 与 H2 反应难易程度 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃 难易顺序： 气态氢化物稳定性 稳定性顺序： 对应最高价含氧酸酸性 强弱顺序： 结论 非金属性：Si P S Cl 2、 Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律 SiH4 PH3 H2S HCl 逐 渐 容 易 SiH4 < PH3 < H2S < HCl H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4< HClO4 ＜ ＜ ＜ 第三周期元素性质的周期性变化规律 Na Mg Al Si P S Cl Ar 稀有气体元素 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 氢氧化物 最高价含氧酸 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 归纳小结 $$