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

该高中化学课件聚焦元素周期律，系统阐述核外电子排布、原子半径、化合价及金属性/非金属性的周期性变化规律。通过回顾碱金属与卤族元素的主族递变，以问题驱动引入同周期元素性质探究，搭建新旧知识衔接的学习支架。 其亮点在于融合科学探究与实践，设计Na、Mg、Al金属性比较实验，引导学生经历预测-验证-结论过程；通过数据分析培养科学思维，归纳1-18号元素性质规律，强化结构决定性质的化学观念。助力学生提升探究与推理能力，教师可直接应用实验方案与例题，提高教学效率。

4.2.1 元素性质的周期性变化规律 第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 【 学习目标】 [重点难点] 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。 2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱。 认识原子结构、元素性质呈现周期性变化的规律，认识元素周期律。 知识回顾 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 一、原子最外层电子排布的变化规律 碱金属元素、卤族元素的原子结构和性质上的相似性和递变性 同一主族，从上到下 那么从左到右，同周期元素变化规律又是如何呢？ 原子序数 1 2 元素名称 氢 氦 元素符号 H He 核外电子排布 原子半径/nm 0.037 主要化合价 +1 0 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10 元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 元素符号 Li Be B C N O F Ne 核外电子排布 7 原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1 0 一、元素性质的周期性变化规律 表4～5 ，1～18号元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价 2 1 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8 请同学们观察表4-5，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、原子最外层电子排布变化规律 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 根据图像思考1—18号元素随着原子序数的递增，原子半径有什么样的变化规律？ 二、原子半径的变化规律 同周期元素从左到右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)，随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。 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 元素原子半径变化规律（稀有气体除外） 原子半径逐渐减小 原子半径最小的元素H 原子半径最大的元素Cs 短周期原子半径最大的元素Na 原子半径逐渐增大 9 (1)一看电子层数：核外电子层数越多，原子半径越大 (2)二看核电荷数：当电子层数相同时， 使原子半径有缩小的趋势 核对最外层电子的吸引力增强 核电荷数越大 所以核外电子层数相同的原子其核电荷数越大，半径越小 思考：影响原子半径大小的因素有哪些？ Cs > Rb > K＞Na＞Li > H 层多径大 Na ＞Mg＞Al＞Si 序大径小 9 (3)三看核外电子数：当电子层数和核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。 层同序同电子多径大 1.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） r(K) > r(Na) > r(Li) B.r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-) r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) C.(Cl -) > r(F-) > r(F) B 2.下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是（ ） Mg2+ 、 Na+ 、 K+ B.S2- 、 O2- 、 F- C.Al 、Si 、P D.B 、C 、N A O2-＞F-＞Na+＞Mg2+　 Cl－＞Cl 请同学们找出1-18号元素随着原子序数的递增，元素的最高正价、最低负价变化规律。 三、元素的主要化合价变化规律 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1→2 ＋1→0 第二周期 3→9 最高价 ________ 最低价________ 第三周期 11→18 最高价 ________ 最低价________ ＋1→＋5 －4→－1→0 元素的主要化合价 1～18号元素性质的周期性变化规律 ＋1→＋7 －4→－1→0 结论：化合价与主族序数的关系①最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数 ②︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 ③最低负价 = – （8 – 最外层电子数） 注意：金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 规律：随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化 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 H3RO4 H2RO4 HRO4 【例1】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 > 3.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 C 2.元素的以下性质随着原子序数的递增不呈周期性变化的是( ) A.化合价 B.原子半径 C.元素原子的最外层电子排布 D.相对原子质量 D 15 通过上面的讨论我们知道，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的变化。 那么，元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？ 问题讨论：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? 四、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 第三周期元素电子层数_____，由左向右元素的原子最外层电子数_________，原子半径依次_____，原子核对最外层电子的引力逐渐_____，失电子的能力依次_____，得电子的能力依次_____， 相同 逐渐增加 减小 减弱 增强 减弱 增强 预测它们的金属性依次_____，非金属性依次_____。 增强 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 金属性：Na>Mg>Al 金属性：Na>Mg 金属性：Mg>Al 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 实验一 预测：金属性：Na>Mg>Al NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性氢氧化物 结论：金属性____________ Na＞Mg＞Al 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－ = [Al(OH)4]－ 白色絮状沉淀 两性氢氧化物 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2   Na Mg Al 与水（或酸） 反应的现象 与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体遇盐酸剧烈反应 与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，与酸剧烈反应 与沸水反应很慢，与酸反应较快 剧烈程度 随着核电荷数增加，与水（或酸）反应越来越弱 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢氧化物 小结：Na、Mg、Al金属性强弱比较 同一周期从左到右，金属性逐渐减弱 2．Si、P、S、Cl非金属性强弱比较   Si P S Cl 与氢气 反应 条件 高温 磷蒸气与H2能反应 需加热 光照或点燃时 发生爆炸 变化规律 随着核电荷数增加，与氢气化合越来越________ 气态 氢化物 热稳定性 SiH4 很不稳定 PH3 不稳定 H2S 受热分解 HCl 稳定 变化规律 随着核电荷数增加，气态氢化物越来越________ 最高价氧化物对应水化物 酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4（最强的无机含氧酸） 变化规律 随着核电荷数增加，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越_____ 容易 稳定 强 同一周期从左到右，非金属性逐渐增强 同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 结论： 归纳总结 11～17号元素性质的变化中得出如下的结论： Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 原子半径依次减小 得电子能力依次增大 非金属性逐渐增强 原子半径依次增大 失电子能力依次增大 金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 第二节 元素周期律 第1课时 1～18号元素性质的周期性变化规律 核外电子排布 原子半径 化合价 同周期元素金属性和非金属性的递变规律 金属性：从左到右，核电荷数增多，金属性逐渐减弱 非金属性：从左到右，核电荷数增多，非金属性逐渐增强 元素周期律 课堂小结 析·典型范例 【例1】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. 最高价氧化物对应水化物具有两性的是_______。 7.非金属性最强的元素是_____。 Cl Na HClO4 SiH4 NaOH Al(OH)3 Cl 1、短周期元素X、Y、Z、W在周期表中位置如图，其中W原子的次外层电子数是最内层电子数与最外层电子数之和。下列说法不正确的是 ( 　　) A． 最简单的氢化物的稳定性：X>W B． 元素的非金属性：Z>W>Y C． 简单离子的半径大小：Y>W>Z D． 氧化物对应水化物的酸性：Y<W<Z S O P Cl D 析·典型范例 2.元素R、X、T、Z、Q在周期表中的相对位置如图所示,其中R在周期表中非金属性最强。则下列判断正确的是（ ） A.非金属性:Z＜T＜X B.R与Q的电子数相差26 C.简单气态氢化物的热稳定性:R＜T＜Q D.最高价氧化物对应的水化物的酸性:T＜Q B 析·典型范例 3.短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图所示，其中T所处的周期数与主族序数相等。 请回答下列问题： (1)W在周期表中的位置是______________，Q、R、T三种元素原子半径由大到小的顺序是__________ (用元素符号表示)，Q的最高价氧化物的化学式为____，R的简单氢化物分子中的电子数为___。 第三周期ⅥA族 Al＞C＞N CO2 10 (2)元素的原子得电子能力：Q_____W(填“强于”或“弱于”)。 弱于 (3)原子序数比R多1的元素有一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，该反应的化学方程式为______________________。 Lavf57.58.101 Lavf57.58.101 2H2O22H2O＋O2↑ $