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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
1.结合有关数据和实验事实，认识原子核外电子排布、原子半径、主要化合价等随元素原子序数变化。
2.以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性随元素原子序数的变化。
3.根据第三周期元素金属性、非金属性周期性变化的规律，构建元素周期律。
4. 体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
教学引入：元素周期表版《青花瓷》
非金属性（卤素）
卤素
原子
半径
原子得电
子能力
单质的
氧化性
结合氢
的能力
最高价氧化物对
应水化物的酸性
F
Cl
Br
I
离子的
还原性
HX
酸性
金属性（碱金属）
Li
Na
K
Rb
Cs
碱金属
原子
半径
原子失电
子能力
单质的
还原性
置换氢
的能力
氢氧化物
的碱性
离子的
氧化性
回顾
同主族元素结构和性质递变规律
逐渐增大
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐增大
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
同一周期元素的性质又有什么变化规律？
金属性增强
非金属性减弱
同周期元素
性质的周期性变化规律
01
1.1
核外电子数
7
8
6
4
5
3
1
2
17
9
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，原子最外层电子数为纵坐标，绘作成折线图。
0
最外层电子数
原子序数
1
2
3
4
5
6
7
8
10
11
12
13
14
15
16
18
随着原子序数的递增，原子的最外层电子数重复出现从1到8周期性变化(H、He除外)。
1.2
化合价
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，元素主要化合价为纵坐标，绘作成折线图。
7
8
6
4
5
3
1
2
0
＋6
＋7
＋5
＋3
＋4
＋2
0
＋1
1
3
2
最外层电子数
原子序数
1
2
3
4
5
6
7
10
11
12
13
14
15
16
17
18
化合价
4
9
8
非金属元素：最高正价＋|最低负价|＝8
主族元素：最高正价＝主族序数＝最外层电子数（O、F除外）
随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的周期性变化
根据课本表4-5中信息，以原子序数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘作成折线图。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
0.18
0.20
0.16
0.12
0.14
0.10
0.06
0.08
0.04
原子半径
nm
0.02
0
原子序数
1.3
原子半径
电子层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子吸引能力越强，原子半径越小。
随着元素核电荷数的递增，原子半径周期性变化
小结
粒子半径大小比较
（1）电子层数相同时，质子数（核电荷数）越多，吸引力越大， 原子半径越小。　　　　
Na ＞Mg＞Al＞Si
（2）最外层电子数相同的原子（或离子），电子层越多，原子半径（离子半径）
越大。
（3）核外电子排布相同的单核微粒，核电荷数越多，半径越小。
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋　
（4）核电荷数相同的单核微粒，价态越高半径越小。
Cl－＞Cl
比较 Na 、Mg、Al、Si的原子半径大小？
比较Cs、Rb、K、Na、Li、H原子半径？
比较O2－、F－、Na＋、Mg2＋原子半径？
比较Cl－、Cl 原子半径？
Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 　
随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
元素性质呈周期性变化
决定了
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 ，－4→－1
（稀有气体元素为零）
引起了
元素周期律
小结
课堂检测
1．（双选）下列粒子半径大小的比较中，正确的是( 　　)
A．Na+Cl->Na+>Al3+
C．NaRb>K>Na
BD
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
实验探究
第三周期元素性质的递变
02
2.1
性质预测
根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，推测出该周期元素金属性和非金属的变化规律（Ar除外）。
在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2.2
实验比较
1.金属钠、镁与水的反应
2.2
实验比较
2.金属镁、铝与盐酸的反应
2.2
实验比较
3.比较Mg(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱
随着核电荷数增加，与水（或酸）反应越来越________
小结
钠、镁、铝性质的递变
Na Mg Al
与水（或酸） 反应的现象
剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
结论 缓慢
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
Na>Mg>Al
与冷水剧烈反应，放出大量的热，并产生气体
与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，与酸剧烈反应
与酸反应
比镁慢
强碱
中强碱
两性
氢氧化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
① 最高价氧化物对应的水化物的碱性： __________________
② 金属性：___________
铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。
2.3
信息获取
（2）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。
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的酸性强弱
（硅酸）
H2SiO3
弱酸
（磷酸）
H3PO4
中强酸
（硫酸）
H2SO4
强酸
HClO4
（高氯酸）
强酸（酸性比H2SO4强）
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
小结
第三周期元素性质的递变
Na Mg Al Si P S Cl
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。
原子结构的周期性变化
元素性质的周期性变化
元素周期律
原子核外电子排布
原子半径
主要化合价
元素性质的周期性变化是 呈周期性变化的必然结果。
元素金属性和非金属性
内容
随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
归纳
决定
实质
随着原子
序数的递增
呈周期性变化
元素的性质
内容
2.4
元素周期律
课堂检测
3.下列叙述不符合第三周期主族元素性质特征的是(　　)
A．从左到右原子半径逐渐减小
B．从左到右元素的非金属性逐渐增强
C．从左到右金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱
D．从左到右非金属元素的氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
D
4. 下列叙述正确的是(　　)
A．Si、P、S的氢化物的稳定性依次增大
B．C、N、O的原子半径依次增大
C．Na、Mg、Al与水反应的剧烈程度逐渐增强
D．Li、Na、K的金属性依次减弱
课堂检测
A
5. 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)。
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
(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)。
三
ⅢA
+12 2 8 1
HCl>H2S
HClO4
课堂检测
6. 已知元素X能形成H2X和XO2化合物，则X的最外层电子数为____。
已知R元素氢化物的分子式为H2R，该元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为_______。
6
H2RO4
课堂检测
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

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