4.2　第1课时 元素性质的周期性变化规律课件-2026-2027学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

该高中化学课件聚焦元素周期律，核心讲解元素性质随原子序数递增的周期性变化规律。通过回顾同主族元素性质，引出同周期元素性质变化问题，结合核外电子排布、原子半径、化合价数据表格，引导学生观察讨论，搭建从具体数据到规律归纳的学习支架。 其亮点在于融合科学探究与实践、科学思维，通过Na与Mg水反应实验、Al(OH)₃两性实验探究金属性，结合最高价含氧酸酸性、氢化物稳定性数据推导非金属性，体现“结构决定性质”的化学观念。助力学生培养证据推理能力，为教师提供实验与理论结合的高效教学方案。

四川大学附属中学 高一化学备课组 第四章　第二节 元素周期律 第1课时　元素性质的周期性变化规律 我们通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究， 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。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 提出问题 观察表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、元素的化合价呈现什么规律性变化？ 核心问题： 对照比较元素周期表中第二、三周期元素的核外电子排布，观察元素原子最外层电子数、半径和化合价的变化情况，实验探究其金属性与非金属性的递变规律，归纳元素周期律的实质 1.原子核外电子排布的周期性变化 1～18号 规律： 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化。 (第一周期除外) 解决问题 一、核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 2.原子半径的周期性变化 以第二、三周期元素为例 规律： 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 (同周期主族，不包括稀有气体) （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？ 不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 请同学们思考下列问题并回答： 原子半径逐渐减小 原子半径逐渐增大 （一看）电子层数：电子层数越多，半径越大， 如r(K)>r(Na) （二看）核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，如r(N3－)>r(O2－) （三看）核外电子数：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) （2）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？ 思考 1 3.元素化合价的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例 同 一 周 期 变 化 规 律 是 什 么？ 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高正价为＋1→＋7(O无最高正价、F无正价)，负价为－4→－1。 +4 -4 +5 -3 1. 主族元素主要化合价的确定方法 (1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 (2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 (3)H的最高正价为＋1，最低负价为－1；O无最高正价；F无正化合价。 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 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 归纳总结 主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？ 不对。 主族元素形成最高化合价时，失去(或偏移)最外层的全部电子达到稳定结构，但O、F元素因原子半径很小，非金属性很强，所以在反应中不能失去(或偏移)最外层的全部电子，故O元素没有最高正化合价、F元素无正价。 思考 2 1.预测：元素性质的递变规律 以第三周期元素为例 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 ， 预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。 钠 Na 镁 Mg 铝 Al 硅 Si 磷 P 硫 S 氯 Cl 氩 Ar 相同 增多 减小 减弱 增强 减弱 增强 教材P109“探究” 二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 2.实验探究：金属性的递变规律 (1)Na、Mg元素金属性强弱比较 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 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↑ 依据：金属与水反应的剧烈程度 根据反应现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg 2.实验探究：金属性的递变规律 (2)Mg、Al元素金属性强弱比较 制备： 铝盐和弱碱制备氢氧化铝 2.实验探究：金属性的递变规律 (2)Mg、Al元素金属性强弱比较 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 则金属性：Na>Mg>Al 依据：金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 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 拓展补充： 铝及其化合物 思考 3 3.信息获取：非金属性的递变规律 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的 水化物(含氧酸) 的酸性强弱 H2SiO3 (硅酸) 弱酸 H3PO4 (磷酸) 中强酸 H2SO4 (硫酸) 强酸 HClO4 (高氯酸) 强酸(酸性比H2SO4强) 【资料】硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱如下表。 H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜ H2SO4 ＜ HClO4 硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应水化物酸性 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 元素 单质与氢气化合的难易 氢化物稳定性 Si 硅单质高温下可与氢气反应生成气态氢化物——硅烷(SiH4) 硅烷在400℃以上会发生分解 P 磷蒸气与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢(PH3) 磷化氢在500℃以上很快分解 S 硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢(H2S) 硫化氢在较高温度时可以分解 Cl 氯气与氢气能在光照或点燃的条件下反应生成稳定的气态氢化物——氯化氢 氯化氢是稳定的气态氢化物 硅、磷、硫、氯与氢气化合的难易及氢化物稳定性 稳定性: SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 【资料】磷、硫、氯的单质与氢气化合的条件及氢化物的稳定性如下表。 4.元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)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。 同周期元素性质递变规律 Na Mg Al Si P S Cl 减弱 增强 同一周期从左到右，元素金属性逐渐_____，非金属性逐渐_____。 归纳总结 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。 思考 4 增多 减小 增强 增强 增大 增多 增强 减小 减少 减少 增大 增强 教材P119 归纳总结 反思提升 概念结论：随着原子序数的递增，元素性质呈现周期性的重复变化 思想方法：周期律思想、归纳推理、对比分析法、数据图像法（绘制变化曲线）、 宏观性质与微观结构相联系 价值观念：认识元素周期律是化学发展史上的重大发现，体现自然界秩序与规律 培养从大量数据中寻找规律、预测未知元素的科学探究能力 体会“结构决定性质、性质反映结构”的辩证思维 感悟科学预测对化学学科发展的推动作用 图1：能否通过实验现象得出非金属性C＞Si ？ 图2：能否通过实验现象证明非金属性Br＞I ？ 图1 图2 评价反馈 本节课结束 Lavf58.12.100 Lavf59.27.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 $