4.2元素周期律 第1课时 课件 -2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

元素周期律 第一课时 元素性质的周期性变化规律 知识重温 卤素 原子 半径 原子得电 子能力 单质的 氧化性 结合氢 的能力 最高价氧化物对 应水化物的酸性 F Cl Br I 离子的 还原性 HX 酸性 Li Na K Rb Cs 碱金属 原子 半径 原子失电子能力 单质的 还原性 置换氢 的能力 氢氧化物 的碱性 离子的 氧化性 逐渐增大 逐渐增大 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 金属性增强 非金属性减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 同一周期元素的性质又有什么变化规律？ 原子核外层电子排布 同周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现___________的周期性变化(第一周期除外)。 由1到8 原子半径的周期性变化 3~9号元素 Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm 152 111 82 77 75 74 71 — 11~17号元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm 186 160 143 117 110 102 99 — 提示：（1）表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。 （2）稀有气体元素原子半径的测定依据与其它元素不同，没有可比性。 （3）周期表中，原子半径最小的原子是氢原子。 观察下表：原子序数为3~9、11~17的元素的原子半径 原子半径的周期性变化 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 以第二、三周期元素为例，元素的原子半径的变化图示如下: 原子半径的周期性变化 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】同周期元素的原子半径随着原子序数的递增而逐渐减小的原因？ 【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。 粒子半径大小比较(重点） 1.同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl) 2.同主族元素的原子半径，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) 3.不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较（找参照元素） 例：比较 S 与 F 的原子半径大小 同周期r(F)<r(O)，同主族r(O)<r(S)，故r(F)<r(S) 粒子半径大小比较(重点） r(O2-) > r(F-) > r(Na+) > r(Mg2+) 6.同周期元素形成的离子，阴离子半径大于阳离子（核外电子数越多，半径越大） 4.电子层结构相同的离子，原子序数越大，其离子半径越小 r(Mg2+)<r(S2-) 5.同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大 r(Fe) > r(Fe2+) > r(Fe3+) 已知短周期元素的离子A2＋、B＋、C2－、D－都具有相同的电子层结构，所以四种元素在周期表中的位置为 原子序数: 原子半径: 离子半径: C D B A C < D < B < A B > A > C > D A2+ < B+ < D- < C2- 一看层，二看核电荷数，三看电子数 1.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） r(K) > r(Na) > r(Li) r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-) r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) r(Cl -) > r(F-) > r(F) B 2.下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是（ ） Mg2+ 、 Na+ 、 K+ S2- 、 O2- 、 F- Al 、Si 、P B 、C 、N A 随着原子序数的递增，元素的化合价呈__________变化，即每周期，最高正价：____________(O无最高正价、F无正价)，最低负价：____________。 元素化合价的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，元素化合价的变化图示如下: 周期性 ＋1到＋7 －4到－1 元素化合价的周期性变化 1.最高正价＝主族序数＝最外层电子数=价电子(O、F除外)。 2.最高正价+ |最低负价| = 8 (H、O、F除外)。 最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 3.H的最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价；F无正价。 4.金属无负价，非金属既有正价又有负价。 推断：短周期某元素最高正价与最低负价之和为6，其为_____元素 短周期某元素最高正价与最低负价之和为0，其为______________元素 Cl C、Si、H 常见元素(1~20号元素)化合价的一般规律： 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 × √ √ × √ 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 电子层数______ ， 核电荷数逐渐增大 原子半径逐渐_______ 失电子的能力逐渐______ 得电子的能力逐渐______ 金属性逐渐______ 非金属性逐渐______ 相同 减小 减弱 增强 减弱 增强 结构 性质 根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，请你推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律。 如何设计实验证明? 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 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 4.置换反应 强置弱 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。 3.置换反应 强置弱 元素金属性的判断依据 元素非金属性的判断依据 实验验证：金属性的递变规律 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。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? 金属性：Na>Mg 实验验证：金属性的递变规律 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。 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性氢氧化物 结论：金属性_________________ Na＞Mg＞Al 同周期元素非金属性的递变规律 Si P S Cl 与氢气 化合 高温 磷蒸气与H2 能反应 需加热 光照或点燃时发生爆炸 与氢气化合由易到难的顺序是_____________________ 气态 氢化物 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S受热分解 HCl稳定 气态氢化物的稳定性_____________________________ 最高价氧化物对应水化物 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4（最强的无机含氧酸） 酸性__________________________________________________ 结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力_____________, 非金属性_____________ Cl、S、P、Si HCl >H2S>PH3>SiH4 HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 > > > 逐渐增强 逐渐增强 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 × √ × × × 2.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 D 元素周期律 内容：元素的性质随着____________的递增而呈周期性的变化。 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 思考：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。 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。 元素：位置→结构→性质 元素周期律的应用 元素周期律的应用 1.根据元素周期表回答下列问题： （1）金属性最强的元素是____，非金属性最强的元素是_____； （2）第3周期中，原子半径最小的元素（稀有气体元素除外）是_____，非金属性最强的元素是______； Cs F Cl Cl （3）短周期主族元素中，最高价氧化物的水化物酸性最强的是 。碱性最强的是 。气态氢化物稳定性最强的是 。 NaOH HClO4 HF 元素名称 硒 元素符号 Se 原子序数 34 金属还是非金属？ 原子结构示意图 最高正价 最低负价 常见中间价 气态氢化物化学式 最高价氧化物 最高价氧化物对应水化物 与硫酸比较酸性 与硫化氢比较稳定性 非金属 +6 -2 0+，4 H2Se SeO3 H2SeO4 弱 弱 根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表： 元素周期律的应用 寻找催化剂、耐高温材料 寻找半导体 寻找农药 Si、Ge、、Ga N、P、As、F、Cl、S Sc、V、Mn、W 1.Q、W、X、Y、Z五种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W是大气中含量最高的元素，由此可知（ ） A．Q的一种核素中14O的质子数和中子数相等 B．X的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差为6 C．Y是常见的半导体材料 D．Z的氧化物的水化物是强酸 C Q W X Y Z 2.W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素。m、n、p是由这些元素组成的二元化合物，r是元素Y的常见单质，能使带火星的木条复燃，q为一元强碱，q、s的焰色均呈黄色。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是(　　) A．原子半径：W＜X＜Y＜Z B．Y的简单氢化物的稳定性比X的弱 C．元素非金属性：X＜Y D．由W、X、Y、Z四种元素只能组成一种化合物 C 3.W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期元素中最强。下列说法不正确的是(　　) A．对应简单离子半径：X<W B．对应简单气态氢化物的稳定性：Y<Z C．与Z元素同主族的元素最高价态均为＋7 D．Y的氧化物能与X的最高价氧化物对应的水化物反应 C 4.现有下列短周期元素性质的数据，下列说法正确的是(　　) A．⑧号元素为铝元素 B．②、③2种元素处于同一周期 C．上述8种元素中元素⑤的最高价氧化物对应的水化物的酸性最强 D．④元素的气态氢化物的稳定性比⑦元素的氢化物强 C   ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ 原子半径 (10－10 m) 0.74 1.60 1.52 1.10 0.99 1.86 0.75 0.82 最高或最 低化合价 －2 ＋2 ＋1 ＋5；-3 ＋7；-1 ＋1 ＋5；-3 ＋3 5.短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，R的最简单气态氢化物是天然气的主要成分，X的＋1价阳离子的电子层结构与氖原子相同。元素X和Z形成化合物G，G中X和Z元素的质量之比为23：16。可溶性化合物E和F分别含元素Y、X，在10 mL 1.0 mol·L－1E溶液中滴加1.0 mol·L－1F溶液，产生沉淀的物质的量与F溶液体积的关系如图所示。下列说法一定正确的是(　　) A．原子半径：X＞Y＞R B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞Y＞R C．X和Y的单质组成的混合物不能完全溶于水 D．金属性：Y＞X A 课程小结 Lavf57.58.101 $$