4.2.1元素性质的周期性变化规律教学 课件 2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学课件聚焦元素性质的周期性变化规律，通过回顾同主族元素性质规律，结合门捷列夫预言元素性质的局限性，引出同周期元素性质的研究，构建知识衔接的学习支架。 其亮点是以第三周期元素为案例，通过Mg与水反应、Al(OH)3两性等实验探究，结合核电荷数与原子半径变化的证据推理，落实科学探究与实践和科学思维，强化“结构决定性质”的化学观念。评价任务与练习结合，助力学生巩固知识，教师使用可提升教学效率。

第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期表 第1课时 元素性质的周期性变化规律 同主族元素性质的规律： 同主族元素由上到下原子核外电子层数依次增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 门捷列夫是根据什么在预言未知元素的性质？ 只根据同主族的递变来推断某些元素的性质还是有失偏颇的，这节课我们再来研究一下同周期元素的性质。 【回顾】 随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么？ 【思考与交流】 【学习任务一】元素性质的周期性变化规律 核外电子排布的规律： 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8） 原子半径的变化规律： 原子半径逐渐减小 原子半径逐渐减小 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体） 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 元素化合价的变化规律： 正价：+1→+5，负价：-4 →-1 正价：+1→+7，负价：-4 →-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）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价 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？ 【总结归纳】 第三周期元素性质的递变 根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？ Na Mg Al Si P S Cl 电子层数相同，核电荷数增大，半径减小 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强 请将课本翻至95和97页，阅读一下课本下面的注释 【实验探究】 【思想交流】 (1)一般情况下，元素的金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物一氢氧化物的碱性强弱来判断。 (2)一般情况下，元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性来判断。 【归纳】 第三周期元素性质的递变 Na Mg Al Si P S Cl 电子层数相同，核电荷数增大，半径减小 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强 如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？ 单质与水（或酸）反应的难易 最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱 【实验探究】 (1)一般情况下，元素的金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物一氢氧化物的碱性强弱来判断。 取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。 常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。 Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑ 与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁 【演示实验】 向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。 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－ = AlO2－ + 2H2O 白色絮状沉淀 两性氢氧化物：与酸、碱都反应，生成盐和水的氢氧化物 【演示实验】 将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。 氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。 钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。 练习：下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是( ) A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。 B.KOH的碱性比Mg(OH)2强 C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁 D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子 AB 【演示实验】 【实验现象】 【科学事实】 第三周期元素性质的递变 Na Mg Al Si P S Cl 电子层数相同，核电荷数增大，半径减小 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强 如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？ 单质与氢气反应生成气态氢化物的难易；最高价氧化物的水化物的酸性强弱；气态氢化物的稳定性 【实验探究】 (2)一般情况下，元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性来判断。 Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较 Si P S Cl 氧化物的水化物 酸 性 酸性变化 结 论 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 （硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸） 弱酸 中强酸 强酸 强酸（强于硫酸） 逐渐增强 非金属性逐渐增强 【科学事实】 下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ） A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易 B. HCl的酸性比H2S强 C. HCl的稳定性比H2S强 D. HClO3的酸性比H2SO3强 AC 单质与氢气反应的难易 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性 【练习】 Na Mg Al Si P S Cl 金属性减弱，非金属性增强 在同一周期中，虽然各元素的原子核外电子层数相同，但由左向右，核电荷数依次递增，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的金属性和非金属随着原子序数的递增，而呈现周期性的变化. 元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 【分析讨论】 【典例】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素, a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同族,下列叙述正确的是 (　　) A.原子半径:d>c>b>a B.4种元素中b的金属性最强 C.c的氧化物的水化物是强碱 D.d单质的氧化性比a单质的氧化性强 【评价任务一】 C (2020·南通高一检测)下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是 ①HCl比H2S稳定 ②HCl和H2S的水溶液前者的酸性强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2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 ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS A.①②④　 B.①②⑥ C.②⑤ D.①③⑤ 【评价任务二】 C 【典例】(2020·厦门高一检测)短周期元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示,下面判断正确的是 (　　) A.原子半径:丙<丁<戊 B.金属性:甲>丙 C.氢氧化物碱性:丙>丁>戊 D.最外层电子数:甲>乙 【评价任务三】 C (2020·杭州高一检测)下表为元素周期表中短周期的一部分,Y元素最高正价与最低负价的代数和为4,下列叙述正确的是 (　　) W X Y Z A.原子半径:W<X<Y B.元素的非金属性:X>Z>Y C.氢化物的热稳定性:W<X D.氧化物对应水化物的酸性:Y<Z 【评价任务四】 B 1、同周期元素由左向右：最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，最高正价增加，最低负价也增大，元素的非金属增强，金属性减弱。 2、第三周期元素由左向右，元素的金属性减弱非金属增强。 表现为：钠镁铝单质与水（或酸）的反应逐渐变得困难；其最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱；Si、P、S、Cl的最高价氧化物的水化物的酸性逐渐增强。 3、元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这种规律叫做元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 【课堂小结】 THANKS 谢谢您的聆听 $$