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性质的周期性变化规律，系统梳理同主族、同周期元素核外电子排布、原子半径、化合价及金属性、非金属性的递变规律。通过“生活中周期性变化例子”的思考活动导入，衔接上节元素周期表知识，搭建“结构决定性质”的认知支架。 其亮点在于以“核外电子排布周期性变化”为本质，通过分组实验（如镁与水反应、Al(OH)3两性探究）和对比表格（同周期与同主族性质对比），融合科学探究与实践、科学思维素养。采用“结构→性质→应用”的逻辑链总结规律，帮助学生构建化学观念，教师可借助实验活动和分层练习提升教学效果。

4.2.1 元素性质的周期性变化规律 上一节我们学习了元素周期表，从位置到性质，体现出元素周期律。1869年，俄国化学家门捷列夫在前人元素分类研究的基础上，提出了元素周期律——元素的性质随着元素相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。 【思考】什么是周期性变化？在生活中我们能找出周期性变化的例子吗？ 一、元素性质的周期性变化规律 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。 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。 那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 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? 一、元素原子结构的周期性变化 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 __ _____ 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 1.原子最外层电子排布变化规律 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 以核电荷数为横坐标、最外层电子数为纵坐标，将1－18号元素的最外层电子数表示在坐标系中，再将各点依次用光滑曲线连接起来。分析是否存在规律性？ 核外电子排布呈现周期性变化是本质 结构 性质 决定 反映 最外层电子数 呈现周期性变化 原子半径 主要化合价 金属性和非金属性 呈现周期性变化 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 0.186→0.099_______ 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 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) H是半径最小的原子 （一看）电子层数： （二看）核电荷数： （三看）核外电子数： 电子层数越多，半径越大 如 r(K)>r(Na) 电子层数相同时，核电荷数越大（原子序数），半径越小。 如 r(N3－)>r(O2－) 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)； r(Na+)<r(Na) 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+。  < < > > < < > > > 重点：粒子半径大小比较 “序小径大” 关于微粒半径大小的下列叙述中不正确的是(　　) A．随原子序数的递增，同周期元素的原子半径逐渐减小(稀有气体除外) B．随电子层数的递增，同主族元素的原子半径逐渐增大 C．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越大 D．同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大 C 练习1 练习2 B 短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？ Na 思考: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？ 提示　不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 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无最高正价，F无负价，第一周期除外） 主要化合价呈现周期性变化 ＋1→＋7 －4→－1 3.元素的主要化合价 （1）主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8 或 最高正价+|最低负化合价| =8 (H、O、F除外)。 (3)H最高价为＋1最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 延展提升 （2）氢化物及其最高价含氧酸的关系   ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 (1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7(　　) (2)原子半径最小的元素是氢元素(　　) (3)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8(　　) (4)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH(　　) (5)OF2中氧元素显－2价 (6)下一周期元素的原子半径一定大于上一周期元素的原子半径 × √ 练习3 × √ （7）X元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO4，该元素的气态氢化物的化学式是（ ） A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4 B × × 4. 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗? 电子层数______ ， 核电荷数逐渐增大 原子半径依次______ 失电子的能力依次______ 得电子的能力依次______ 金属性依次______ 非金属性依次______ 预测 性质 相同 减小 减弱 增强 减弱 增强 结构 性质 预测：元素性质的递变规律 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 元素金属性比较 ①元素单质越容易从水或酸中置换出氢气,金属性越强。 ②元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性越强。 元素非金属性比较 ①单质与氢气反应越容易，元素的非金属性越强 ②气态氢化物越稳定对应元素的非金属性越强 ③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，对应元素的非金属性越强 ④活泼非金属置换不活泼非金属 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 分组实验：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。 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。 结论：与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁 Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑ 原理： 1、Na、Mg、Al元素金属性的递变规律探讨 【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。将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。观察现象，并进行比较。 实验操作     沉淀溶 解情况 沉淀________ 沉淀________ 沉淀_____ 沉淀_______ 相关反应的化学方程式　　   实验结论 金属性：Mg___Al 逐渐溶解 逐渐溶解 溶解 不溶解 Al(OH)3＋3HCl = AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH = Na[Al(OH)4] Mg(OH)2＋2HCl =MgCl2＋2H2O > 钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性   NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱(属于弱碱) _____________ 碱性强弱 NaOH___Mg(OH)2___Al(OH)3 结论 金属性：Na___Mg___Al 两性氢氧化物 > > > > 原子序数 14 15 16 17 元素符号 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 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 非金属性 Si < P < S < Cl 很不稳定 SiH4 不稳定 PH3 不很稳定 H2S 稳定 HCl 科学事实： 原子半径依次减小 原子半径依次增大 失电子能力依次增强 得电子能力依次增强 金属性依次增强 非金属性依次增强 总结 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 电子层数 最外层电子数 原子半径 主要 化合价 得电子能力 失电子能力 单质还原性(金属性) 单质氧化性(非金属性) 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 氢化物的稳定性 相同 依次增加 依次增大 相同 逐渐减小 逐渐增大 最高正价：＋1→＋7(除O、F) 最低负价：−1 → −4 最高正价＝族序数＝最外层电子数(除O、F) 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 (1)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应(　　) (2)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性Cl>C (　　) (3)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性(　　) (4)第二周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(　　) √ × × × 巩固练习 2.在第三周期元素中，除稀有气体元素外： (1)原子半径最小的元素是_____(填元素符号，下同)。 (2)金属性最强的元素是_____。 (3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(填化学式，下同)。 (4)最不稳定的气态氢化物是______。 (5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_______。 (6)氧化物中具有两性的是_______。 Cl Na HClO4 SiH4 NaOH Al2O3 34号元素硒(Se)被国内外医药界和营养学界尊称为“生命的火种”，享有“长寿元素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉， 其原子结构示意图为 。 (1)推断该元素在周期表中的位置：_______________。 (2)按要求写化学式：①气态氢化物为______；②最高价氧化物对应的水化物为________。 (3)推测35Br的最高正化合价和最低负化合价的数值分别是____、____，原子半径的大小关系为：r(Se)___r(Br)(填“>”或“<”)。 第四周期ⅥA族 H2Se H2SeO4 ＋7 －1 > 同一主族元素 最外层电子数相同 从上往下 电子层数增多 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 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 总结 Lavf58.46.101 Lavf58.46.101 $