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

高中化学人教版必修第一册 第四章 第二节 第一课时 《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 半径增大 金属性增强 非金属性减弱 从左到右，周期性变化规律？ 同主族元素的原子结构与性质的关系 元素原子核外电子排布的周期性变化 任务1：请同学生们书写1-20元素原子结构示意图，并总结同周期核外电子排布规律。 元素原子结构的周期性变化 1 核外电子排布的周期性变化 周期序数 原子序数 电子层数 最外层电子数 一 1~2 1 1 →2 二 3~10 　　　  　　　  三 11~18 　　　  　　　  规律1:随着原子序数的递增,元素原子最外层电子排布呈现　 的周期性变化(第一周期除外)  2　 3　 1→8 1→8 1→8 元素原子结构的周期性变化 元素原子半径的周期性变化 任务2：观察同周期元素原子半径变化规律，并尝试结合原子结构示意图进行分析。 规律2:随着原子序数的递增,元素原子半径呈现　 的周期性变化(0族除外)。  由大到小 2 同周期从左到右，原子半径递减（除0族） 3. 元素主要化合价的周期性变化 元素原子结构的周期性变化 3 任务3：结合原子结构示意图进行分析，元素的最高正价，最低负价为多少。 规律3: 随着原子序数的递增,主族元素的最高正价呈现 (氧、氟除外)的周期性变化,最低负价呈现 　　　　的周期性变化(第一周期除外)  +1到+7 -4到-1 元素的原子电子层排布、主要化合价及原子半径大小变化规律 原子序数 电子 层数 最外层电子数 原子半径的变化 最高或最低化合价变化 1~2 1 1→2 —— +1→0 3~10 +1→+5 -4→-1→0 11~18 结论 2 3 1 → 8 1 → 8 +1 → +7 -4 → -1 → 0 随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化 大→小 大→小 总结：元素原子结构的周期性变化 二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗？ 结构预测： 从左向右：随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【实验比较】 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，溶液加酚酞变红色 加热前，镁条表面附着少量无色气泡，滴入酚酞的溶液液微微变红。加热至沸腾后有大量气泡，溶液变为红色   钠 镁 实验现象 原理 结论 2Na＋2H2O = 2NaOH＋H2↑ Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑ 金属性：Na>Mg 钠与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎不反应，与热水反应 （1）比较镁、钠与水反应的难易程度： （2）比较氢氧化镁、氢氧化铝碱性的比较： AlCl3溶液（或MgCl2溶液） 氨水 HCl溶液 NaOH溶液 Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+ 实验现象 AlCl3溶液与氨水反应生成白色胶状沉淀，该沉淀既溶于盐酸也溶于氢氧化钠溶液。 MgCl2溶液与氨水反应生成白色沉淀，该沉淀只溶于盐酸不溶于氢氧化钠溶液。 离子方程式 Al(OH)3 + 3H+= Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O Mg2＋＋2NH3·H2O = Mg(OH)2↓+ 2NH4+ Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O 结论: 钠、镁置换出水(或酸)中的H2时,由易到难的顺序为　　　　;  钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为 　 ; 钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为　　　  Na>Mg NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3　 Na>Mg>Al 元素性质的周期性变化 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 …… 原子半径减小（除0族） 金属性减弱 同周期元素非金属性的递变规律 Si P S Cl 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3 (硅酸) 　　　酸  H3PO4 (磷酸) 　　　酸  H2SO4 (硫酸) 　　酸  HClO4 (高氯酸) 　　　酸  结论：非金属性由强到弱的顺序为 　　　　　  弱 中强 强 强 Cl>S>P>Si 5 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 …… 原子半径减小（除0族） 非金属性增强 (3)同周期元素性质递变规律   同一周期从左到右,元素金属性逐渐　　　　,非金属性逐渐　　　　。  减弱 增强 小结： 元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 随着原子序数的递增 元素原子的电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化 元素金属性、非金属性呈现周期性变化 实质：元素原子的电子排布呈现周期性变化 总结：元素周期律 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7 半径增大 金属性增强 非金属性增强 原子半径减小（除0族） 金属性减弱 非金属性增强 周期表族、周期递变规律 思考：短周期元素中，金属性最强的元素是 ，非金属性最强的元素是 。 核外电子排布呈周期性变化 原子半径呈周期性变化 主要化合价呈周期性变化 元素金属性与非金属性呈周期性变化 原子结构的周期性变化 元素性质的周期性变化 元素周期律 决定 归纳 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 课堂小结 微粒半径大小的比较方法（三看）： 先看“电子层数” 再看“核电荷数” 最后“核外电子数” 一般电子层数越多，半径越大 电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 ④r(F-) r(O2-) r(Na+) r(Mg2＋) ①r(Li) r(Na) r(K) ②r(Na+) r(Na) ⑤r(Cl ) r(Cl-) ＞ 　 　 ＜　 ＜　 ＞ ③r(Al) r(Si) ＞ r(S) ＜　 ＜　 ＜ ＞ 电子层数不同 电子层数相同，核电荷数不同 电子层数、核电荷数相同，核外电子不同 电子层数不同 电子层数相同，核电荷数不同 课堂练习1：下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（         ） A.   r(K)>r(Na)>r(Li) B.   r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-) C.   r( Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) D.  r(Cl-)>r(F-)>r(F) B 1.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中不正确的是 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 √ 随堂演练 课堂检测 2.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 √ 元素 X Y Z W 原子半径/nm 0.102 0.160 0.074 0.071 最高正价或最低负价 ＋6 ＋2 －2 －1 3.下表给出了X、Y、Z、W四种短周期元素的部分信息，请根据这些信息判断下列说法中正确的是 A.原子序数W>Z>X>Y B.纯净的X在Z2中燃烧生成XZ3 C.Z的最高正价为＋6 D.HW是热稳定性最强的氢化物 √ .O .S .F .Mg 4.短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对征直如下图所示,T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是（ ） A.最简单气态氢化物的还原性:Q>W B.最高价氧化物对应水化物的酸性:Q<R C.原子半径:T>Q>R D.T的最高价氧化物对应的水化物只能溶于强酸 课堂检测 R T Q W D 2.下列说法正确的是（ ） A.第IA族元素的金属性比第ⅡA 族元素的金属性强 B.第ⅥA 族元素中,气态氢化物稳定性最强的元素其单质氧化性也最强 C.同周期元素的非金属氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强 D.第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 .B 课堂检测 5.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素,A和B的最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A; C、D两种元素对应气态氢化物的稳定性C>D;E是这五种元素中形成简单离子半径最小的元素。则下列说法正确的是（ ） A.B的最高正价大于A B.C的阴离子半径比D的阴离子半径大 C.五种元素的原子半径由小到大的顺序为D<C<E<A<B D.五种元素的原子序数由大到小的顺序为B<A<E<D<C $$