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 4.2.1 元素性质的周期性变化规律 同主族从上到下 电子层数 原子半径 Li Na K Rb Cs 失电子能力增强 得电子能力减弱 金属性 非金属性 周期表中同主族元素性质的规律 周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 思考与交流： 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？ 一、元素性质的周期性变化规律 【结论】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子 排布呈现周期性的变化。 电子层数为1，最外层电子数1→2 电子层数为2，最外层电子数1→8 电子层数为3，最外层电子数1→8 (一）元素原子核外电子排布的周期性变化 从左至右，电子层数 ，最外层电子数依次_______ 同周期： 同主族： 从上至下，最外层电子数 ，电子层数依次_____ 相同 增加 相同 增加 原子半径的变化规律： 同周期由左向右元素的原子半径呈现从大到小的周期性变化（不包括稀有气体） 电子层数相同，随原子序数增加，原子核对核外电子的电性作用增强，使最外层电子与原子核间距离缩小 (二）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 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 O原子和K原子如何比较半径？ (2) 电子层数相同的原子，随核电荷数递增，原子半径减小。 (4) 阳离子半径小于相应原子半径，阴离子半径大于相应原子半径。 (3) 具有相同电子层结构的离子，随核电荷数递增，离子半径减小。 微粒半径比较 （不考虑稀有气体） (1) 最外层电子数相同的原子，随电子层数增加半径增大。 r(Na) >r(Mg)>r(Al) r(Li) <r(Na) <r(K) < r(Rb) <r(Cs) r(Na+) <r(Na) r(Cl) < r(Clˉ) r(F－ ) > r(Na+) >r(Mg2+)>r(Al3+) r(Fe) >r(Fe2+)>r(Fe3+) 练习 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是 A NaF B LiI C CsF D LiF 阳离子半径：Li+ < Na+ < Cs+ B 阴离子半径：I- > F- 1.下列微粒半径大小比较正确的是（ ） A. Na+<Mg2+<Al3+ B. S2- > Cl->Na+>Al3+ C. Na<Mg<Al<S D. Cs<Rb<K<Na B 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除外）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价 (三）元素化合价的周期性变化 元素的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律 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 化合价的变化 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，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化 大→小 大→小 小结 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？ 元素的金属性和非金属性的强弱判断依据是什么？ ①金属与水或酸反应置换出氢气越容易，金属性越强； ②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强， 金属性越强； 金属元素金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，非金属性越强； ②最简单气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸） 酸性越强，非金属性越强； 非金属元素非金属性强弱判断依据: 酸性HClO4＞HBrO4＞HIO4 第二节 元素周期律 4.2.1 元素性质的周期性变化规律 元素的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律 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 化合价的变化 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，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化 大→小 大→小 小结 思考交流：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，原子半径减小 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 实验比较：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↑ 与钠相比，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁 实验比较：向氯化铝溶液中加入氨水，观察现象。 向氢氧化铝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 演示实验：向氯化镁溶液中加入氨水，观察现象。 向氢氧化镁中分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。 实验现象：氢氧化镁白色沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。 科学事实：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 实验探究：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，原子半径减小 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 最简单气态氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性强弱 请同学们看下面表格内容进行判断 Si P S Cl 单质与H2化合的难易 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 高氯酸 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 高温 点燃或光照 磷蒸气 加热 非金属性: Si < P < S < Cl 很不稳定 SiH4 不稳定 PH3 较稳定 H2S 稳定 HCl 比较第三周期非金属与氢气反应条件及最高价含氧酸的酸性强弱 强酸（比H2SO4 酸性强） 结论： 练习：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 最简单气态氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性 通过以上对第三周期元素性质的比较，可以得出: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 对其他周期元素性质进行研究，也可以得到类似的结论。 同周期元素，从左到右, 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 结论 减弱 增强 随着原子序数的递增 原子核外电子排布 原子半径 化合价 呈现周期性变化 元素性质的周期性变化是______________呈周期性变化 的必然结果。 金属性和非金属性 核外电子排布 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。 2.实质（根本原因）： 1.内容： 结构决定性质 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。 元素周期表中元素性质递变规律 内 容 同周期元素（从左到右） 同主族元素（从上到下） 电子层数 最外层电子数 原子半径 元素主要化合价 金属性、非金属性 得失电子能力 单质氧化性与还原性 最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 最简单气态氢化物的生成与稳定性 相同 增多 从1-2 或 1-8 相同 从大到小 从小到大 +1 ～+7或-4 ～ -1 相同 金减弱, 金增强, 非金增强 非金减弱 失减弱，得增强 失增强，得减弱 还减弱，氧增强 还增强，氧减弱 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 生成由难渐易， 稳定性逐渐增强 生成由易渐难，稳定性逐渐减弱 一）元素性质与元素在周期表中位置的关系 1. 元素的原子半径与元素在周期表中位置的关系 1）同周期：从左到右，原子半径逐渐减小 2）同主族：从上到下，原子半径逐渐增大 二、元素周期表和元素周期律的应用 2.元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）价电子：主族元素原子的最外电子层中的电子 。（有些元素的化合价与原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关，这部分电子也叫价电子） （2）主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数（O、F除外） （3）非金属元素：｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8 （4）特殊：氧元素的化合价一般是 -2 价，而氟元素 无 正化合价。金属 元素只有正化合价而无负价。 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 Po At 非金属区 金属区 稀 有 气 体 元 素 金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 Cs F 分界线附近元素一般既能表现金属性又能表现非金属性 Be 3.元素金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 原子序数= 核电荷数 周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数 相似性 递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱) 同周期 同主族 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强) 电子层数 最外层电子数 金属性、 非金属性强弱 (主族)最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 最低负价 原子结构 表中位置 元素性质 小结 元素的位、构、性之间的关系 预测新元素、为发现新元素并预测其原子结构和性质提供线索。 (2)在元素周期表的右上角，寻找制取农药的元素。 (3) 在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 (1)在金属与非金属的分界处，可以找到半导体材料 二）、元素周期律(表)的意义 1、是学习化学的重要工具。 2、对于其他与化学相关的科学技术的指导作用。 启发人们在元素周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。 已知短周期元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－具有相同的电子层结构，下列关系正确的是( )。 A．质子数c＞b　　　　　　　　　　 B．原子半径X＜W C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ　　　　 D．离子的还原性Y2－＞Z－ 练习1 D cY dZ bX aW 练习： 1、下列变化的比较, 不正确的是:（ ） A. 酸性强弱: HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > H2SiO3 B.    原子半径大小: Na > S > O C.    碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH     D.    还原性强弱: F- > Cl- > I- D 2、硒是人体肝脏和肾脏的组成元素之一，现在含有元素硒(Se) 的保健品已经进入市场, 已知它与氧元素同族, 与 K 同周期, 关于硒的说法中不正确的是:（ ） A.   原子序数为 34                 B. 最高价氧化物的水化物的分子式为: H2SeO4 C.   Se 的非金属性比 Br 弱         D.  气态氢化物的稳定性比硫化氢气体强 D A．常温常压下5种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．W的氢化物的还原性比Y的氢化物的还原性弱 D．Y元素的非金属性比W元素的非金属性强 3.如图为元素周期表前四周期的一部分，下列有关 R、W、X、Y、Z 5种元素的叙述中，正确的是(　　) D Lavf58.12.100 Lavf58.12.100 Lavf58.12.100 $