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，系统呈现核外电子排布、原子半径、化合价及金属性非金属性随原子序数递增的周期性变化规律。课堂导入通过“知识重温”回顾同主族元素性质，搭建学习支架衔接同周期元素性质的探究。 其亮点在于运用表格、折线图推测变化趋势，结合思考问题与课堂练习，以科学思维引导学生分析原子半径影响因素、比较金属性非金属性递变，如通过Na、Mg、Al与水/酸反应实验推理金属性顺序。小结整合“构·位·性”关系，帮助学生建立系统认知，提升科学探究能力，教师可高效开展规律教学。

第四章 物质结构 元素周期律 第二节　元素周期律 第1课时 元素周期律 制作：忻州一中高一化学组 1 1.通过原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等描述出随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律； 2.通过对第三周期元素的分析，学会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。 1、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 2、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 学习目标 预设及反馈问题 制作：忻州一中高一化学组 回顾：同主族元素性质上表现相似性和递变性 知识重温 制作：忻州一中高一化学组 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论（规律1） 第一周期 1→2 1 1→2 第二周期 3→10 第三周期 11→18 1→8 1→8 2 3 规律1：同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)（除第一周期） 任务一:元素周期律 1.原子最外层电子排布变化规律 制作：忻州一中高一化学组 2.原子半径的周期性变化 制作：忻州一中高一化学组 ② 同周期由左向右，元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体） ③ 半径最小的原子是H，短周期主族元素中，原子半径最大的Na （稀有气体除外） 原子半径逐渐减小 原子半径逐渐增大 ① 同主族由上到下，元素的原子半径逐渐增大 思考1：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？ 制作：忻州一中高一化学组 思考2：为什么原子半径会呈现上述变化规律？ 影响原子半径大小的因素 电子层数 (最主要因素) 电子层数越多，原子半径越大 核电荷数 当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 核外电子数 若微粒的电子层数和核电荷数相同时， 电子数越多，则半径越大 r(F) r(Cl) r(Cl) r( S) r( P) r(Al3+) r(Mg2+) r(Na+) r(F-) r(O2-) “序大径小”-同周期 r(S) r(S2-) r(Fe ) r(Fe2+ ) ) r(Fe3+ ) 制作：忻州一中高一化学组 1. 试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。 (1)Mg Ca　 K;  (2)N O F;  (3)F　　C　　Al Mg;  (4)S2-　　Cl-　　Na+　　Mg2+。  < < > > < < > > > 课堂练习 2.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（         ） A.   r(K)>r(Na)>r(Li) B.   r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-) C.   r( Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) D.  r(Cl-)>r(F-)>r(F) B < 制作：忻州一中高一化学组 正价：+1→0 正价：+1→+5 负价：-4 →-1 → 0 正价：+1→+7 负价：-4 →-1→0 3.原子化合价变化规律(稀有气体除外) 制作：忻州一中高一化学组 (1)同主族：从上到下，化合价一般相同 同周期：从左到右，化合价一般由 +1 → +7，0 -4 → -1，0 (2)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 = 最外层电子数– 8 注意：金属无负价，氟无正价，氧无最高正价。 制作：忻州一中高一化学组 课堂练习 1、判断正误 (1)原子半径最小的元素是氢元素 (2)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 (3)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7 (4)主族元素的最低负价等于其族序数－8 (5)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH (6)OF2中氧元素显－2价 × √ × × √ × 2、某元素的最高正价与负价的代数和为4，则该元素的最外层电子数为（ ） A、4 B、5 C、6 D、7 C 3、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ） A．C．N、O、F B．K、Mg、C、S C．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb B 制作：忻州一中高一化学组 4.元素金属性的递变规律 思考：如何判断Na、Mg、Al金属性？ 结论：镁与冷水反应缓慢，与热水反应剧烈。镁与酸反应比铝剧烈 化学方程式： 金属性：钠＞镁＞铝 制作：忻州一中高一化学组 12 制作：忻州一中高一化学组 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 ＞ 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 ＞ 小结1 制作：忻州一中高一化学组 5.元素非金属性的递变规律 Si P S Cl 结论 容易 稳定 Cl>S>P>Si 与氢气 反应 气态 氢化物 最高价氧化物对应水化物 条件 变化规律 热稳定性 变化规律 强 酸性 高温 磷蒸气与H2能反应 需加热 光照或点燃时 发生爆炸 随着核电荷数增加，与氢气化合越来越________ SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S受热分解 HCl稳定 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___ 随着核电荷数增加，气态氢化物越来越________ H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4（最强的无机含氧酸） 非金属性：_________________ 变化规律 制作：忻州一中高一化学组 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 核电荷数依次增多 原子半径逐渐减小 失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强 对其它周期主族元素进行同样的研究，一般情况下也会得出同样的规律。 稀有气体元素 制作：忻州一中高一化学组 任务二:认识元素周期律 核外电子排布周期性变化 最外层电子数 电子层数 核电荷数 元素性质的周期性变化 化合价 原子半径 金属性 非金属性 影响 影响 影响 定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 实质：元素原子的核外电子排布呈周期性变化。 制作：忻州一中高一化学组 课堂练习 1.判断正误 (1)第三周期元素中,最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为H2SO4 (2)可以通过简单气态氢化物的稳定性比较元素的非金属性 (3)Al(OH)3是两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应 (4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2,可由此推出非金属性:Cl>C (5)因为金属钠常失去1个电子,而铝失去3个电子,所以钠的金属性小于铝的金属性 × √ × × × 制作：忻州一中高一化学组 2.除第一周期外,下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是 A.从左到右,原子半径逐渐减小 B.从左到右,单质的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强 C.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐 增强 D.从左到右,元素最高正化合价从+1递变到+7(氧、氟除外),最低负化合价从-4递变到-1 √ 制作：忻州一中高一化学组 3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是 A.Na比Mg与冷水反应剧烈,金属性:Na>Mg B.F2比O2更容易与H2化合,非金属性:F>O C.KOH的碱性强于 Ca(OH)2,金属性:K>Ca D.盐酸的酸性强于H2SO3,非金属性:Cl>S √ 制作：忻州一中高一化学组 构-位-性 原子 结构 最外层 电子数 电子 层数 核电荷数 元素位置 元素性质 原子序数 周期 族 化合价 原子半径 金属性/非金属性 判断依据 得失电子难易程度 课堂小结 制作：忻州一中高一化学组 Lavf57.58.101 $