4.2.1-2元素性质的周期性变化规律 课件 2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

第二节 元素周期律 第1课时：元素性质的周期性变化规律 第四章 物质结构 元素周期律 人教版2019 高一 学习目标 1.结合有关数据和实验事实认识原子结构核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2.以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3.通过实验探究，归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法，进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。 通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性？ 原子序数递增原子半径增大 元素原子失电子能力增强， 元素原子得电子能力减弱。 元素的金属性逐渐增强， 元素的非金属性逐渐减弱。 新课导入 那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？ 问题导学 阅读教材P107-108页，思考原子序数与原子随外层电子数的变化有何规律？ 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 同周期由左向右元素的原子 最外层电子数逐渐增加(1→8) 第二周期 3→10 第三周期 11→18 规律：随着原子序数的递增，元素原子的____________________________________ 1→8 1→8 核外电子排布呈现周期性变化 2 3 (第一周期除外) 01 问题导学 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1 ＋1 第二周期 3→9 最高价__________ (不含O、F) 最低价__________ 第三周期 11-17 最高价__________ 最低价__________ 规律：随着原子序数的递增，元素的 ＋1→＋5 －4→－1 最高正价：+1→+7，最低化合价：-4→-1→0 （O/F除外，第一周期除外），主要化合价呈现周期性变化 ＋1→＋7 －4→－1 1、最高正价=最外层电子数=主族序数（O无最高正价、F无正价） 2、最高正价+|最低负化合价| =8（H、O、F除外） 阅读教材P107-108页，思考原子序数与元素化合价的变化有何规律？ 01 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的____________________ (不包括稀有气体) 第二周期 3→9 0.152→0.071_______ 第三周期 11→17 _______ 规律：随着原子序数的递增，元素的原子______________________ 大→小 大→小 原子半径逐渐减小 半径呈现周期性变化 0.186→0.099 阅读教材P107-108页，思考原子序数与原子半径的变化有何规律？ 点拨精讲 (同周期主族，不包括稀有气体) 01 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 01 （1）为什么同主族元素的原子，从上到下，半径逐渐增大？为什么同周期元素的原子，从左到右，半径逐渐减小？你能归纳出影响微粒半径大小的因素吗？ 3.原子半径比较 一看层，___________; 二看核，层同___________; 三看电子，层同核同 _____________，如Cl->Cl、 【思考1】试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。 (1)Mg Ca　 K;  (2)P S Cl;  (3)Fe3+　　Fe2+　　Fe;  (4)S2-　　Cl-　　Na+　　Mg2+。  < < > > < < > > > 层多径大 核多径小 电子多径大 原子半径比较方法 01 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】 01 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 1.预测：元素性质的递变规律——以第三周期元素为例 钠 Na 镁 Mg 铝 Al 硅 Si 磷 P 硫 S 氯 Cl 氩 Ar 【思考交流】根据原子结构特点，推测化学性质的变化规律 Slide / 01 ①由左向右，电子层数 ，核电荷数依次 ，原子半径依次 ， 失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ， ②预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。 相同 增大 减小 减弱 增强 减弱 增强 01 Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar 如何设计实验证明三者金属性的强弱？ 金属与水/酸反应置换出氢的难易程度 最高价氧化物的水化物的碱性强弱 2.同周期元素金属性强弱比较 01 原理 金属与水反应置换出H2的难易程度 操作     现象 化学反应 －－－－ 结论 2.同周期元素金属性强弱比较——与水反应 (1)Na、Mg元素金属性强弱比较 镁条表面附着少量气泡 剧烈反应，溶液变成浅红色 Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑ 根据反应现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg 01 (2)Mg、Al元素金属性强弱比较 原理：金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 01 现象 离子方程式 结论 A：沉淀溶解 B：沉淀溶解 Al(OH)3＋3H＋==Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋OH－==[Al(OH)4]－ C：沉淀溶解 D：沉淀不溶解 Mg(OH)2＋2H＋==Mg2＋＋2H2O 不反应 2.同周期元素金属性强弱比较—最高价氧化物对应水化物(碱)的碱性 Al(OH)3两性氢氧化物， 碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 则金属性：Na>Mg>Al 下列物质①NaHCO3　②Na2CO3　③Al(OH)3　④AlCl3　⑤Al　⑥Al2O3中，既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应的是　 　　 。  ①③⑤⑥ 01 2.同周期元素金属性强弱比较——小结 Na Mg Al 与水反应 与冷水反应 剧烈反应 反应缓慢 —— 与热水反应 —— 反应加快 —— 与盐酸的反应 —— 剧烈反应 反应较快 最高价氧化物 对应水化物碱性 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢氧化物 结论 金属性：Na＞Mg＞Al 碱性强弱： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 01 Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar 如何设计实验证明四者非金属性的强弱？ 3.同周期元素非金属性强弱比较 非金属与H2反应的难易程度 氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性强弱 01 信息获取：非金属性的递变规律 Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律 原子序数 14 15 16 17 元素符号 Si P S Cl 与H2化合难易 气态氢化物的 稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 结论 非金属性：Si P S Cl H4SiO4极弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸 高温 光照或点燃爆炸化合 磷蒸气 加热 很不稳定 SiH4 PH3不稳定 H2S较稳定 HCl稳定 元素非金属性增强 ＜ ＜ ＜ 经验事实 01 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 化合价 原子半径 金属性、非金属性 元素周期律 元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果 实 质 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。 01 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 课堂小结 01 ①金属单质与水(酸)置换出氢气的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。 ②金属最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)的碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。 ④可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。 ③可以根据单质间的置换反应来判断。金属性强的可以置换出金属性弱的。 金属性强弱的判断依据 01 非金属性强弱的判断依据 ⑤可以根据对应阴离子的还原性强弱判断。阴离子还原越强，则元素非金属性越弱。 ④可以根据单质间的置换反应来判断。非金属性强的可以置换出非金属性弱的。 ③最高价氧化物对应水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱。酸性越强，对应非金属元素非金属性越强。 ②形成气态氢化物的稳定性。气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 非金属元素单质与H2化合的难易程度。化合越容易，非金属性越强。 01 元素周期表的金属区和非金属区 (1)金属性强的在周期表的左下方, 最强的是Cs(放射性元素除外), 最高价氧化物对应水化物的碱性最强：CsOH 非金属性强的在周期表的右上方(稀有气体除外), 最强的是F。但最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为：HClO4(F无正价) (2)元素周期表中, 沿着B Si As Te At 下方划一条虚线, 虚线左下方是金属元素, 虚线右上方是非金属元素, 分界线附近的元素, 既能表现出一定的金属性, 又能表现出一定的非金属性, 故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线 4.元素在周期表中的分布及性质规律 01 位置 结构 性质 反映 决定 决定 反映 应用一：寻找有特殊用途的新物质 应用二：指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质 应用三：预测元素及其化合物性质 应用四：比较元素及其化合物的性质 01 寻找半导体材料，如硅、锗、镓等 探索制取农药的元素，如氟、氯、硫、磷、砷等 寻找优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 应用一：寻找有特殊用途的新物质 01 门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。 预测 锗 相对原子质量 72 72.6 密度（g·cm-3） 5.5 5.32 氧化物 MO2 GeO2 氧化物的密度（g·cm-3） 4.7 4.72 氯化物 MCl4 GeCl4 氯化物的沸点（℃） <100 84 应用二：指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质 01 应用三：预测元素及其化合物的性质 【例1】镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是(　　) A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性 C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水 B 碱性：Ra(OH)2＞ Ba(OH)2 BaCO3、CaCO3均难溶于水 应用四：比较元素及其化合物的性质 【例2】下列说法正确的是(　　) A.C、N、O、F的单质与氢气化合依次变困难 B.NH3、H2O(g)、HF 稳定性依次增强 C.酸性：HClO＞H2SO4 D.非金属性：P＞S` B 酸性：HClO4＞H2SO4 01 1.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为 A.4 B.5 C.6 D.7 √ 2.(2024·安徽宿州高一期末)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A.氧化性：Cl2>Br2>I2 B.失电子能力：K>Na>Li C.酸性：HClO4>H2SO4>H2SO3 D.原子半径：N>O>H √ 当堂检测 01 3.下列有关微粒半径大小关系比较正确的是 A.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) B.原子X与Y的原子序数：X>Y，则原子半径一定是X<Y C.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y- D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y √ 4.C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题： (1)C在元素周期表中的位置为　　 　　， 在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中，稳定性最差的氢化物的化学式为　　　。  第二周期第ⅣA族 SiH4 当堂检测 01 (2)用“>”“<”或“=”填空。 离子半径 酸性 得电子能力 O2-　　 Al3+ H2SO4　　 HClO4 35Cl　　　37Cl  > < = 已知H2SiO3是白色沉淀，酸性比H2CO3弱。若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液，观察到C中溶液　　　　　　　　的现象，即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性，可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有　　　　　　 溶液的洗气瓶。  有白色沉淀生成 饱和NaHCO3 (3)利用如图所示的装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 当堂检测 01 Lavf58.12.100 $