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第1课时 元素性质的周期性变化规律
第四章 第二节 元素周期律
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(重点)。
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，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展(重、难点)。
核心素养学习目标
创设情境
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？
11
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
【思考讨论】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？
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
【归纳总结】原子最外层电子排布变化规律
周期 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
一 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)
二 3~10 三 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
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
周期 原子序数 原子半径(nm) 结论
一 1~2 …… 同周期由左向右元素的_________________(不包括稀有气体)
二 3~9 0.152→0.071_______ 三 11~17 0.186→0.099_______ 规律：随着原子序数的递增，元素的原子____________________ 大→小
大→小
原子半径逐渐减小
半径呈现周期性变化
【归纳总结】原子半径的变化规律(稀有气体除外)
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
（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。
【思考讨论】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？
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
【评价训练】
试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg______Ca______K；
(2)Fe3＋______Fe2＋______Fe；
(3)S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋。
＜
＜
＜
＜
＞
＞
＞
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
周期 原子序数 主要化合价 结论
一 1~2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的_________________(＋1→＋7，O和F无最高正价)；
②元素的最低负价由____________价逐渐升高至_____________价；最高正价＋|最低负价|＝8
二 3~10 最高价________(不含O、F) 最低价________ 三 11~18 最高价________ 最低价________ 规律：随着原子序数的递增，元素的_________________________ ＋1→＋5
－4→－1→0
最高正价逐渐升高
ⅣA族的－4
ⅦA族的－1
主要化合价呈现周期性变化
【归纳总结】元素的主要化合价
＋1→＋7
－4→－1→0
【思考交流】主族元素的最高化合价等于其族序数，这句话对吗？为什么？
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
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。
【归纳总结】1.主族元素主要化合价的确定方法
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
(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，最低正价为－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或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
任务一：原子结构的周期性变化规律探究
【评价训练】
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
×
√
×
×
√
×
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
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
增强
【思考交流】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
增多
减小
减弱
增强
减弱
任务二：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↑
根据反应现象，Na与水反应置换H2比Mg容易，则金属性：Na>Mg
任务二：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
(2)Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
依据：金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
任务二：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
(2)Na、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
【思考分析】利用元素非金属强弱的判断依据，结合所给资料，判断Si、P、S、Cl的非金属性强弱
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
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
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
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
【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。
【归纳总结】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_____。
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
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。
【评价训练】
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
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)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应
(3)已知HF是弱酸，酸性：HCl>HF，说明非金属性：Cl>F
(4)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
(5)因为金属钠常失去1个电子，而铝易失去3个电子，所以钠的金属性小于铝的金属性
(6)难失电子的原子，得电子一定容易
×
×
×
×
×
×
【评价训练】
任务二：同周期元素金属性和非金属性的递变规律
2.下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是
A.非金属性：O＞N＞P
B.酸性：H2SO3＞H2SiO3＞H2CO3
C.碱性：KOH＞NaOH＞LiOH
D.热稳定性：HF＞HCl＞HBr
√
本课结束
今日作业
第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律

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