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第二节　元素周期律
【学习目标】
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,认识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。
3.基于元素“位置—结构—性质”认识元素性质,基于物质“结构一性质一用途”认识物质性质,基于元素性质递变的本质原因认识物质世界。
4.加深对分类法、归纳法等科学方法的认识,提高逻辑推理能力、论证能力,从而发展证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
第1课时　元素性质的周期性变化规律
周期序数 原子序数 电子层数 最外层电子数
一 1~2 1 1 →2
二 3~10 　　　 　　　
三 11~18 　　　 　　　
　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　　　　的周期性变化(第一周期除外)
学习任务一　元素周期律
【课前自主预习】
一、元素原子结构与性质的周期性变化
1.元素原子结构的周期性变化
(1)元素原子核外电子排布的周期性变化
新 课 探 究
2　
1→8
3
1→8
由1到8
(2)元素原子半径的周期性变化
规律:随着原子序数的递增,元素原子半径呈现　 　　　的周期性变化
(0族除外)。
新 课 探 究
由大到小
2.元素性质的周期性变化
(1)元素主要化合价的周期性变化
新 课 探 究
周期数 原子序数 化合价(最高价、最低价)
一 1~2 　 　　
二 3~10 最高价: 　　　　　最低价: 　　　　
三 11~18 最高价: 　　　　　最低价: 　　　　
　规律:随着原子序数的递增,主族元素的最高正价呈现 　　　　(氧、氟除外)的周期性变化,最低负价呈现 　　　　的周期性变化(第一周期除外)
+1→0
+1→+5
-4→-1→0
+1→+7
-4→-1→0
+1到+7
-4到-1
(2)第三周期元素性质的周期性变化
①钠、镁、铝金属性强弱比较
新 课 探 究
实验操作 实验现象 实验结论
浮:　　　 　; 熔:　　 　　 ; 游:　　　 　 ; 嘶:　　 　　; 滴加酚酞溶液变　　　 钠与冷水反应剧烈,反应的化学方程式为

浮在水面
熔成小球
四处游动
有“嘶嘶”的响声
红
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
(续表)
新 课 探 究
实验操作 实验现象 实验结论
加热前,镁条表面附着了少量　　　 　,加热至沸腾后,有较多的 　 ,溶液变为　 　色 镁与冷水几乎不反应,能与热水反应,反应的化学方程式为
　 　　　　　　　　　
无色气泡
无色气泡冒出
粉红
Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑
(续表)
新 课 探 究
实验操作 实验现象 实验结论
实验1: 实验1:试管①中出现　 　色沉淀, 试管②中沉淀 　 ,试管③中沉淀　 ; 实验1:Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解,表明它既能与酸反应,也能与强碱溶液反应,属于两性氢氧化物,反应的离子方程式分别为
　　　　 　　　、
　　　 　　　　
溶解
白
溶解
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Al(OH)3+OH-=Al+2H2O
实验操作 实验现象 实验结论
实验2:实验完成后,用2 mL 1 mol·L-1的MgCl2溶液代替AlCl3溶液进行上述实验 实验2:试管①中出现　 ,色 沉淀,试管②中沉淀　 　, 试管③中沉淀　 　 实验2:Mg(OH)2在酸溶液中能溶解,但不溶于碱溶液,属于中强碱,反应的离子方程式为
　　　　 　　　
结论:钠、镁置换出水(或酸)中的H2时,由易到难的顺序为　　　　; 钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为　 　　　　　　　;钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为　　　　　　
(续表)
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溶解
白
不溶解
Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
Na>Mg
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3　
Na>Mg>Al
②Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
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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) 　　　酸 H3PO4(磷酸) 　　　酸 H2SO4(硫酸) 　　酸 HClO4(高氯酸)
　　　酸
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱: 　　　　 　　 　　　　
非金属性由强到弱的顺序为 　　　　　
弱
中强
强
强
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
Cl>S>P>Si
(3)同周期元素性质递变规律

同一周期从左到右,元素金属性逐渐　　　　,非金属性逐渐　　　　。
二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈现　 　　　　　。元素性质的周期性变化是元素原子的　　　　　　　　周期性变化的必然结果。
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减弱
增强
周期性变化　
核外电子排布
【核心知识讲解】
1.周期表中主族元素性质的变化规律
新 课 探 究
同周期(自左至右) 同主族(自上到下)
原子半径 减小 增大
主要化合价 +1~+7(O、F除外) -4~-1 相似
金属性 减弱 增强
非金属性 增强 减弱
(续表)
新 课 探 究
同周期(自左至右) 同主族(自上到下)
单质 氧化性 增强 减弱
还原性 减弱 增强
离子 阳离子的氧化性 增强 减弱
阴离子的还原性 减弱 增强
气态氢化物 稳定性 增强 减弱
还原性 减弱 增强
最高价氧化物对应 的水化物 酸性 增强 减弱
碱性 减弱 增强
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律
(1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱,而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
(2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大,原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强,非金属性越弱。
新 课 探 究
例1 下列叙述不正确的是(　　)
A.Na、Mg、Al最高化合价依次升高
B.N、O、F非金属性依次减弱
C.P、S、Cl最高价氧化物对应水化物
的酸性依次增强
D.Li、Na、K原子的电子层数依次增多
B　　　
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【知识迁移应用】
[解析] Na、Mg、Al最高正化合价分别为+1、+2、+3价,逐渐升高,A正确;
同周期主族元素从左到右,非金属性逐渐增强,则N、O、F的非金属性逐渐增强,B错误;
P、S、Cl的非金属性逐渐增强,则最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强,C正确;
Li、Na、K分别处于第一、二、三周期,则电子层数依次增多,D正确。
例2 A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多,它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等;D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。回答以下问题:
(1)四种元素的符号依次是A　　;B　 　;C　　;D　 　。它们的原子半径由大到小的顺序是　　　　　　　　　　　　　。
(2)写出四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式:　　　　　 　　　　　,
分别比较酸性或碱性的强弱:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)写出气态氢化物的分子式:　　　　　　,比较其稳定性:　　　　　　。
S
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Cl
K
Ca　　　　
r(K)>r(Ca)>r(S)>r(Cl)
H2SO4、HClO4、KOH、Ca(OH)2　
酸性:HClO4>H2SO4,碱性:KOH>Ca(OH)2
HCl、H2S　
HCl>H2S
[解析] 因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等,所以A的核电荷数为2×8=16,A为硫元素;D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半,则D原子的核电荷数是(2+8)×2=20,为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子,排除氩元素,B为氯元素,C为钾元素。
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学习任务二　粒子半径的大小
【情境问题思考】
部分原子与离子半径的对比(单位:pm)
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部分原子半径 H 37
Li 152　 Be 89 B 82 C 77 N 75 O 74　 F 71 Ne 154
Na 186 Mg 160　Al 143　 Si 117　P 110　 S 102　 Cl 99　 Ar 192
K 227　　Ca 197　　　　　　　　　　　　　 　 Br 114
部分离子半径 H+　　 H- 140　　
Li+ 60　　Be2+ 31　　　　　　　　 N3- 171　O2- 140　F 136
Na+ 95　 Mg2+ 65　Al3+ 50　　　　 P3- 212　 S2- 184　Cl- 181
K+ 138　 Ca2+ 100　　　　　　　　　　　　　　　 Br- 195
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部分原子半径 H 37
Li 152　 Be 89 B 82 C 77 N 75 O 74　 F 71 Ne 154
Na 186 Mg 160　Al 143　 Si 117　P 110　 S 102　 Cl 99　 Ar 192
K 227　　Ca 197　　　　　　　　　　　　　 　 Br 114
部分离子半径 H+　　 H- 140　　
Li+ 60　　Be2+ 31　　　　　　　　 N3- 171　O2- 140　F 136
Na+ 95　 Mg2+ 65　Al3+ 50　　　　 P3- 212　 S2- 184　Cl- 181
K+ 138　 Ca2+ 100　　　　　　　　　　　　　　　 Br- 195
问题:请结合下表中提供的原子或离子半径数据比较下列各种粒子半径的大小。
(1)C、N、O、Na、Si　(2)①Cl、Cl-　②Na、Na+　(3)O2-、F-、Na+、Al3+、S2-
[答案]提示:(1)Na>Si>C>N>O (2)①ClNa+ (3)S2->O2->F->Na+>Al3+
【核心知识讲解】
粒子半径大小的比较——“四同”规律
(1)同周期——“序大径小”
①规律
同周期从左往右,原子半径逐渐减小(稀有气体元素原子除外)。
②举例
第三周期元素中,r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
新 课 探 究
(2)同主族——“序大径大”
①规律
同主族从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。
②举例
碱金属元中,r(Li)(3)同元素
①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。如r(Na+)r(Cl)。
新 课 探 究
②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多,粒子半径越小。如r(Fe3+)(4)同结构——“序大径小”
①规律
电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。
②举例
r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
新 课 探 究
例3 下列各组粒子,按半径由大到小顺序排列正确的是 (　　)
A.Mg、Ca、K、Na B.S2-、Cl-、K+、Na+ C.Br-、Br、Cl、S D.Na+、Al3+、Cl-、F-
B　　　
新 课 探 究
【知识迁移应用】
[解析] K、Ca比Na、Mg多1个电子层,故有r(K)>r(Ca)>r(Na)>r(Mg),A项错误;
S2-、Cl-、K+三离子核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,又因K+比Na+多1个电子层,故有r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Na+),B项正确;
Br-比Br多1个电子,半径大,Br比Cl多1个电子层,故r(Br-)>r(Br)>r(Cl),但r(Cl)Na+、Al3+、F-核外电子排布相同,核电荷数越小,离子半径越大,Cl-比F-多1个电子层,故有r(Cl-)>r(F-)>r(Na+)>r(Al3+),D项错误。
例4 已知短周期元素的离子:aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是(　　)
A.离子半径:C>D>B>A
B.原子序数:dC.原子半径:A>B>D>C
D.单质的还原性:A>B>D>C
A　　　
新 课 探 究
[解析]电子层结构相同时,核电荷数越小,离子半径越大,故离子半径:C>D>B>A,A正确。
四种离子具有相同的电子层结构,其核外电子总数相等,则有
a-2=b-1=c+3=d+1,从而可得,原子序数:a>b>d>c,B错误。
例4 已知短周期元素的离子:aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是(　　)
A.离子半径:C>D>B>A
B.原子序数:dC.原子半径:A>B>D>C
D.单质的还原性:A>B>D>C
A　　　
新 课 探 究
根据四种离子所带电荷可知,A、B分别处于下一周期的第ⅡA、第ⅠA族,C、D分别处于上一周期的第ⅤA、第ⅦA族,则原子半径:B>A>C>D,C错误。
金属性B>A>C>D,则单质的还原性B>A>C>D,D错误。
[方法技巧] “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)“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+)。
新 课 探 究
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)从Li→F,Na→Cl,元素的最高化合价呈现从+1→+7价的变化。 (　　)
(2)同周期元素的原子半径从左到右一定依次减小。 (　　)
× 　　
课 堂 评 价
×
[解析] 第二周期中的氧元素没有最高正价,氟元素没有正价。
[解析] 同周期的主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属元素的原子半径因测定依据不同,不具有可比性。
(3)同周期中,第ⅠA族元素(H除外)金属性最强,第ⅦA族元素非金属性最强。 (　　)
(4)同一周期元素的原子,半径越小越容易失电子。 (　　)
(5)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。 (　　)
√ 　　
课 堂 评 价
×
×　　
[解析] 同周期中,随着原子序数的递增,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
[解析]同一周期元素的原子,半径越小越容易得电子。
[解析]第三周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。
2.下列各组中化合物的性质比较,不正确的是(　　)
A.酸性:HClO4>HBrO4>HIO4
B.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
C.非金属性:F>O>S
D.稳定性:HCl>PH3>H2S
D　　　　
[解析] 根据元素性质及其判断依据,可知A、B、C项正确;稳定性HCl>H2S>PH3,D项不正确。
课 堂 评 价
3.下列各组微粒半径大小比较中,正确的是(　　)
A.CCl>Br C.Na+O2->F-
D　　　　
[解析] 根据同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则半径C>N>O,
A错误;
根据同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,则半径Br>Cl>F,B错误;
根据具有相同电子层结构的离子,核电荷数越大,离子半径越小,
则Na+>Mg2+>Al3+,C错误。
课 堂 评 价
4.如图是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系图。则下列说法正确的是(　　)
A.Z、N两种元素的离子半径相比,前者较大
B.N、P两种元素的气态氢化物的
稳定性相比,前者较稳定
C.由X与M两种元素组成的化合物
不能与任何酸反应,但能与强碱反应
D.Z的氧化物能分别溶解于Y的氢氧
化物和P的氢化物的水溶液中
D　　　　　　
课 堂 评 价
[解析] 根据原子半径的递变规律,X为O元素,Y为Na元素,Z为Al元素,M为Si元素,N为S元素,P为Cl元素。离子半径:S2->Al3+;氢化物的稳定性:H2SSiO2既能与HF反应,也能与
NaOH溶液反应;Al2O3是两性
氧化物,既可以和NaOH溶液
反应,又能与盐酸反应,D正确。
课 堂 评 价
5.如图为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一,下列说法中正确的是(　　)
A.a的最高价氧化物对应水化
物有两性
B.b与d组成的化合物不能与水反应
C.c的单质能与强碱反应生成两种盐
D.非金属性:c>d>b>a
C　　　　　
[解析] a应为P,所以b为S,d为O,c为Cl。 P的最高价氧化物对应水化物是H3PO4,是中强酸,A项错误;
SO2、SO3均能与水反应,B项错误;
Cl2和NaOH反应可生成NaCl和NaClO两种盐,C项正确;
非金属性应为O>Cl>S>P ,D项错误。
课 堂 评 价
6.右表为元素周期表的一部分,回答下列问题:
(1)写出下列元素符号:②　 　,⑦　　,⑧　　, 　　。
(2)在这些元素中,最活泼的金属元素是　　(填元素符号,后同),最活泼的非金属元素是　　　,最不活泼的元素是　　　。
课 堂 评 价
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
第二周期 ① ② ③
第三周期 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
第四周期
N
K
Si
S
Ca
F
Ar
(3)在这些元素的最高价氧化物对应的水化物中,碱性最强的是　　　(填化学式,后同),呈两性的氢氧化物是　 　　,写出二者之间相互反应的化学方程式:
　　　　　　　　　　　　　　。
(4)在①与⑦中,非金属性较强的是　 (填序号),请列举两项事实加以证明:　　　 ，
。
课 堂 评 价
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
第二周期 ① ② ③
第三周期 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
第四周期
KOH
①
Al(OH)3
Al(OH)3+KOH=KAlO2+2H2O
CH4比SiH4稳定;H2CO3的酸性比H2SiO3强(CO2+Na2SiO3+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓)(或其他合理答案)
1.下图表示1~18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。
该图中纵坐标表示(　　)
A.电子层数
B.最外层电子数
C.最高化合价
D.原子半径
B 　　
教师备用习题
2.已知下列原子的半径:

根据以上数据,P原子的半径可能是(　　)
A.1.10×10-10 m B.0.80×10-10 m C.1.20×10-10 m D.0.70×10-10 m
A 　　
[解析] 根据元素周期律可知,磷原子的半径应在Si和S原子之间,
故答案为选项A。
教师备用习题
原子 N S O Si
半径r/10-10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
3.原子序数为11~17的元素,随核电荷数的递增,回答下列问题:
(1)各元素的原子半径依次　 　,其原因是　 ,
。
(2)各元素原子的电子层数　 　,最外层电子数依次　 　。
(3)元素的金属性逐渐　 　,而非金属性逐渐　 　,元素失电子能力逐渐
　 　,得电子能力逐渐　 　。
教师备用习题
减小
电子层数相同时,随核电荷数增大,原子核对最外层电子的引力增大,因此原子半径减小
相同
增大
减弱
增强
减弱
增强

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