4.2.1 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必修第一册

第一章 化学反应的热效应 第1课时 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 课堂导入 碱金属元素 卤族元素 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。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？ 知识回顾 同主族元素结构和性质递变规律 核电 荷数 电子 层数 最外层电子数 从上到下 电子层数 增多 原子半径 增大 原子核 对最外 层电子 的引力 减弱 失电子 能力增强 得电子 能力减弱 金属性 增强 非金属性 减弱 相同 原子结构 元素性质的周期性变化规律 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、原子半径和元素的化合价各呈现出什么规律性的变化？ 原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径 最高或最低化合价 1~2 1 1→2 —— +1———————→0 3~10 0.152nm→0.071nm 大→小 +1————→+5 -4 → -1 → 0 11~18 结论：随着原子序数的递增，元素原子的 、 和 都呈周期性的变化。 2 3 1→8 1→8 0.186nm→0.099nm 大→小 核外电子排布 原子半径 化合价 P108【思考与讨论】 +1———————→+7 -4 → -1 → 0 元素性质的周期性变化规律 1.原子最外层电子排布变化规律 随着原子序数的递增， 元素原子的最外层电子数， 重复着由1到8的周期性变化 原子序数 最外层电子数 元素性质的周期性变化规律 2.原子半径的变化规律 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 0.037 同周期从左向右元素的_________________(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 原子半径逐渐减小 半径呈现周期性变化 P107 说明① 大→小 0.04 0.06 0.08 0.1 0.12 0.14 0.16 0.18 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子半径/nm 原子序数 元素性质的周期性变化规律 2.原子半径的变化规律 原子半径逐渐增大 原子半径逐渐减小 电子层数相同，核电荷数越多，原子核对核外电子吸引能力越强，原子半径越小。 【思考1】为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？ 【思考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？ 不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。 元素性质的周期性变化规律 拓展：“三看”法比较简单粒子的半径大小 “一看”电子层数：一般情况下，当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。（同族） “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。 层多径大 序大径小 电子多径大 练习：下列各组微粒半径大小比较中，正确的是(　　) A. C<N<O B. F>Cl>Br C. Na+<Mg2+<Al3+ D. S2->O2->F- D 元素性质的周期性变化规律 3.元素化合价的变化规律 主族元素的最高正化合价，重复着由+1到+7的周期性变化 随着原子序数的递增(除氢、稀有气体)， 化合价 原子序数 +1 +1 +2 +3 +4 +5 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 O无正+6价 F无正价 元素性质的周期性变化规律 3.元素化合价的变化规律 化合价 +1 +1 +2 +3 +4 +5 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 O无正+6价 F无正价 原子序数 -4 -3 -2 -1 -4 -3 -2 -1 最低负化合价重复着由-4到-1的周期性变化 主族元素：主族序数＝最高正价＝最外层电子数 元素的负价 = 最外层电子数 - 8 （金属一般无负价） O、F除外 元素性质的周期性变化规律 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? P109【探究】 结构 性质 决定 电子层数相同，核电荷数增大 失电子能力减弱，得电子能力增强　 原子半径逐渐减小 元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 原子核对最外层电子的引力逐渐增强 元素性质的周期性变化规律 P109【探究】Na、Mg的金属性的比较 实验原理： 金属与水反应置换出H2的难易 实验现象： 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，滴加酚酞溶液变为粉红色。 结论： 冷水 镁与_______几乎不反应，能与热水反应， 反应的化学方程式为___________________________。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na___Mg。 > Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑ 元素性质的周期性变化规律 P109【探究】Mg、Al的金属性的比较   Al Mg 原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 实验操作     沉淀 溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀不溶解 相关 化学方程式　　 Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH＝Na[Al(OH)4] Mg(OH)2＋2HCl＝MgCl2＋2H2O   实验结论 金属性：Mg___Al ＞ 中强碱 两性氢氧化物 元素性质的周期性变化规律 P109【探究】Si、P、S、Cl的非金属性的比较   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___ 结论 非金属性：_________________ 容易 稳定 强 Cl>S>P>Si 元素性质的周期性变化规律 P109【探究】 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 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_____。 同周期元素性质递变规律 元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。 本质： 元素性质的周期性变化规律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 原子半径 元素化合价 原子核外电子排布 元素的金属性、非金属性 周期性变化 概念： 【例1】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中不正确的是（ ） 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 B 学以致用 【例2】同周期的X、Y、Z三种主族元素，已知其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法正确的是（ ） A．原子半径：X>Y>Z B．非金属性：X>Y>Z C．气态氢化物稳定性：X<Y<Z D．原子序数：X<Y<Z B 【例3】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_______。 学以致用 Cl Na HClO4 SiH4 NaOH Al2O3 【例4】元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含着许多信息和规律。下表所列是七种短周期的原子半径及主要化合价(已知铍的原子半径为0.089 nm)。 (1)C元素在元素周期表中的位置是第____周期_____族；B的原子结构示意图为 ________。 (2)D、E气态氢化物的稳定性强弱顺序为__________(填化学式)。 (3)上述七种元素的最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是_______(填化学式)。 学以致用 元素代号 A B C D E F G 原子半径/nm 0.037 0.160 0.143 0.102 0.099 0.074 0.075 主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋6、−2 ＋7、−1 −2 ＋5、−3 三 ⅢA +12 2 8 2 HCl>H2S HClO4 Lavf58.45.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 Lavf58.45.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 $