4.2.1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

该高中化学课件聚焦元素周期律，系统阐述元素原子结构（核外电子排布、原子半径、化合价）和性质（金属性、非金属性）的周期性变化规律。通过“温故知新”回顾同主族元素性质，以提问“同周期元素规律”衔接，搭建前后知识学习支架。 其亮点在于融合实验探究（如Na、Mg、Al与水/酸反应验证金属性）、问题驱动（粒子半径比较）及表格总结规律，体现科学探究与实践、科学思维。通过结构决定性质的分析构建化学观念，学生提升证据推理能力，教师可高效开展规律性教学。

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 温故知新 锂 Li 钠 Na 钾 K 铷 Rb 铯 Cs 卤族元素 ⅦA 氟 氯 溴 碘 碱金属元素ⅠA 原子半径增大 电子层数增加 核对最外层电子的吸引减弱 同主族元素，最外层电子数相同，元素性质相似 F Cl Br I 结构： 金属性、还原性增强 失电子能力增强 得电子能力减弱 性质： 非金属性、氧化性减弱 同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 任务一 元素原子结构的周期性变化 观察P107 表4-5，思考并讨论:随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化? 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） 一、原子最外层电子排布变化规律 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 二、原子半径的变化规律(稀有气体除外) 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 探究课堂 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？ 一看电子层数,_________ ; 二看核电荷数,层同_________; 三看核外电子数,层同序同 ___________,如Cl->Cl；Fe2+>Fe3+。 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 序大径小 电子多径大 拓展：比较粒子半径大小 注意例外：Li、S、Cl 学习评价 1、下列各组粒子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　 )。 A．Mg、Ca、K、Na B．S2－、Cl－、K＋、Na＋ C．Br－、Br、Cl、S D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－ 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：+1→+7（O无最高正价，F无负价，第一周期除外），最低化合价：-4→-1→0 三、主族元素的主要化合价 1、最高正价=最外层电子数=主族序数（O、F无正价） 2、最高正价+|最低负化合价| =8（H、O、F除外） 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 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？ 【大胆预测】 任务二 元素性质的周期性变化规律 电子层数相同，核电荷数增大， 失电子能力（ ），得电子能力（ ）　 原子半径逐渐减小 原子核对最外层电子的引力逐渐增强 结构 性质 决定 性质预测 减弱 增强 金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）　 减弱 增强 如何用事实证明？以第三周期为例， 证明金属性Na>Mg>Al，非金属性Si<P<S< Cl？ 如何设计实验证明Na、Mg、Al 三者金属性的强弱？(与谁反应) （3）金属单质间的置换反应 金属性强的单质置换金属性弱的单质 （1）单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度。 置换出氢气越容易，则元素金属性越强 （2）元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。 碱性：KOH>NaOH 金属性：K>Na 元素金属性 强弱的判断依据 实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2 mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何?生成了什么物质? 实验验证 比较金属单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易程度 现象： 镁与冷水反应缓慢，与热水反应剧烈。 化学方程式： 金属性：钠＞镁 结论： 加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为红色 13 实验二：向试管中加入2 mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。 用2 mL 1mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。 比较金属元素的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性 实验验证 Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+ Al(OH)3的制备： AlCl3溶液 氨水 白色絮状沉淀 14 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 Al(OH)3两性氢氧化物， 碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 强碱 中强碱 两性 则金属性：Na>Mg>Al 铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。 比较金属元素的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性 实验验证 15 任务二 元素性质的周期性变化规律 1．Na、Mg、Al的金属性的递变规律 Na Mg Al 与水反应 剧烈反应 反应缓慢 —— 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 _______ Mg(OH)2 _________ Al(OH)3 ______________ 结论 与冷水剧烈反应 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 与冷水反应慢，热水较快 Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑ 在常温或加热时，与水很难反应 遇盐酸剧烈反应 （先酸后水） 与盐酸反应较剧烈 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 与盐酸较快 2Al+6H+=2Al3++3H2↑ 强碱 中强碱 两性氢氧化物 ①随核电荷数的增大，与水（或酸）反应越来越 ，生成的氢氧化物碱性越来越 。 ②元素金属性：Na Mg Al 弱 弱 ＞ ＞ 实验探究小结 学习评价 2、氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。 (1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？ (2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？ Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。 过量的NaOH溶液。 任务二 元素性质的周期性变化规律 2. 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 思考：通过实验比较和信息获取，你得出的结论是什么?与最初的推测一致吗? 由此,你对原子结构与元素性质的关系又有哪些认识? 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 Na Mg Al Si P S Cl 同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 用结构观点解释 电子层数相同核电荷数增多 原子半径减小 原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 同周期元素 从左到右 原子核对最外层电子的吸引力增强 实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 元素周期律：元素的性质（即金属性/非金属性、原子半径、化合价）随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 任务二 元素性质的周期性变化规律 原子半径依次减小 原子半径依次减小 原子半径依次增大 原子半径依次增大 失电子能力依次增大 非金属性依次增强 失电子能力依次增大 得电子能力依次增大 得电子能力依次增大 非金属性依次增强 金属性依次增强 金属性依次增强 H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 非金属最强的在右上角 金属最强的在 左下角 $