4.2.1元素周期律 课件-2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律 1 4.2.1 元素周期律—元素性质的周期性变化规律 重点 结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律 以第三周期为例，了解同周期元素性质的递变规律 难点 以第三周期为例，了解同周期元素性质的递变规律 一、元素周期律 IA 0族 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 一、元素周期律 【思考】：观察下列原子结构示意图，同周期核外电子排布有什么规律？ 一、元素周期律 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 第二周期 3→10 第三周期 11→18 1. 原子结构核外电子排布 1→8 1→8 2 3 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)（除第一周期） O一般无正价 F无正价 2. 原子化合价变化规律（稀有气体除外） 一、元素周期律 周期序号 原子序数 最外层电子数 正化合价（除稀有气体） 负化合价(除稀有气体) 第一周期 1→2 1→2 +1 -1 第二周期 3→10 -1 → -4 第三周期 11→18 -1→-4 1→8 1→8 +1→ +5(O、F无正价) +1→+7 3. 原子半径（除稀有气体） 一、元素周期律 以第二、三周期元素为例,探究元素的原子半径的变化,图示如下: 随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径呈现　　　　　　的周期性变化。 由大到小 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】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。 3. 原子半径（除稀有气体） 一、元素周期律 （一看）电子层数：电子层数越多，半径越大 。 如 r(K+)>r(Na+) （二看）核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 如 r(N3－)>r(O2－) （三看）核外电子数：电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如r(Cl－)>r(Cl) 粒子半径大小比较 4. 元素金属性与非金属性 一、元素周期律 第三周期原子半径 Na Mg Al Si P S Cl 如何影响元素的金属性与非金属性？ Na、Mg与水的反应 【实验探究Na、Mg、Al金属性强弱】 实验操作 实验现象 方程式 实验结论 Na、Mg与水的反应 与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体 浮、熔、游、响、红 与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，溶液变红 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ Mg + 2H2O =Mg(OH)2 + H2↑ 金属性： Na>Mg 【实验探究Na、Mg、Al金属性强弱】 【实验探究Na、Mg、Al金属性强弱】 Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱比较 实验操作 实验现象 方程式 实验结论 14Si 15P 16S 17Cl 最高价 氧化物 氧化物的水化物及其酸性强弱 单质与H2 反应条件 气态氢化物 及其稳定性 结论 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 酸性逐渐增强 高温 加热 加热 点燃 或光照 SiH4 PH3 H2S HCl 稳定性逐渐增强 非金属性逐渐增强 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 硅磷硫氯的的性质 非金属性：_________________ Cl>S>P>Si 强 强 归纳小结 构-位-性 原子 结构 最外层 电子数 电子 层数 核电荷数 元素位置 元素性质 原子序数 周期 族 化合价 原子半径 金属性/非金属性 判断依据 得失电子难易程度 Lavf58.20.100 $$