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第四课时 元素周期律及其应用
第四节 物质结构
周期
主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1
2
3
4
5
6
7
金 属 性 逐 渐
增 强
非 金 属 性 逐 渐
增 强
？
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
阅读P101 表4-5（核外电子排布部分），观察原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化
【活动1】
１．原子核外最外层电子排布规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数
第一周期 1→2 1 1→2 第二周期 3→10 第三周期 11→18 1
2
3
4
5
6
7
8
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
最外层电子数
原子序数
1→8
1→8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的___________________________
2
3
核外电子排布呈现周期性变化
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
结构决定性质！即元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是元素其他性质递变规律的根本原因。
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
阅读P101 表4-5（原子半径部分；不考虑稀有气体元素），观察原子半径随原子序数的递增有什么规律性的变化
【活动2】
2．原子半径排布规律
结论：随着原子序数的递增，主族元素的原子半径呈现周期性的变化
减小
减小
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原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
2．原子半径排布规律（主族）
【思考与讨论】
如何从原子结构角度，解释此递变规律？
（1）主族元素原子半径大小主要受哪些因素的影响？
（2）上述哪种因素影响更大？
（3）相同电子层数的元素原子，为什么核电荷数越大，半径越小？
电子层数和核电荷数双重因素
电子层数
一般情况下，电子层数相同时，核电荷数越大，对核外电子引力越大，电子活动范围半径越小即原子半径越小
【知识拓展】粒子半径大小比较 —‘’四同法‘’
① 同周期：从左到右，原子半径逐渐 ；
② 同主族：从上到下，原子半径逐渐 ；
③ 同元素：核电荷数相同，化合价越高，核外电子数越少，故半径 ；
④ 同结构：核电荷数越大，核对外层电子的吸引力 ，故半径 .
减小
【例题】比较微粒半径大小：
1、Mg______Ca______K；2、Fe3＋______Fe2＋______Fe；
3、S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋.
增大
越小
越大
越小
序大径小 —
序大径大 —
价高径小 —
序大径小 —
如: r(K) > r(Na)
如: r(Na) > r(Mg)
如: r(Cl－) > r(Cl)
r(Cl) > r(K+)
如: r(Cl－) > r(K+)
＜
＜
＜
＜
＞
＞
＞
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
3．元素化合价变化规律（主族）
观察P101 表4-5（化合价部分；不考虑稀有气体元素），元素化合价随原子序数的递增有什么规律性变化
【活动3】
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
3．元素化合价变化规律（主族）
观察P101 表4-5（化合价部分；不考虑稀有气体元素），元素化合价随原子序数的递增有什么规律性变化
【活动3】
最高正价
最低负价
+1
+5
-4
-1
+1
+7
-4
-1
结论：随着核电荷数的递增，主族元素化合价呈现周期性的变化。
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
3．元素化合价变化规律（主族）
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
最高正价逐渐升高
ⅣA族的－4
ⅦA族的－1
(1)最高正价＝主族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)非金属：最低负价＝最高正价－8 (H、O、F除外)。
(3)金属无负价；H最高价为＋1最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
ⅣA(C族) ⅤA(N族) ⅥA(O族) ⅦA(卤族)
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
【小结】主族元素化合价规律
【任务一】元素性质的周期性变化规律探究
【总结1】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价都呈现周期性的变化。
失电子能力减弱，得电子能力增强
【活动4】根据第三周期元素原子的核外电子排布，请你预测该周期元素金属性和非金属性的变化？
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
【任务二】同周期元素性质的递变规律
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
结构
决定
性质
【思考讨论】如何设计实验证明其规律，依据是什么？
【任务二】同周期元素性质的递变规律
① 单质与水反应的难易程度
② 单质与酸反应的剧烈程度
③ 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
（1）金属性强弱比较方法
【实验1】根据单质与水反应的难易程度比较金属性强弱
【任务二】同周期元素性质的递变规律
方法 ① Na 与水反应 Mg 与水反应 Al 与水反应
条件及现象 与冷水剧烈反应， 并产生气体
反应方程
实验结论 与冷水几乎不反应，
与沸水缓慢反应
与沸水反应很慢，几乎无现象
金属性：Na ＞Mg ＞Al
2Na + 2H2O =
2NaOH + H2↑
Mg + 2H2O =
Mg(OH)2 + H2↑
△
【实验2】根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较金属性强弱
【任务二】同周期元素性质的递变规律
方法 ② 试管1 试管2
实验现象
实验现象
反应方程
实验结论 已知：NaOH为强碱，Mg(OH)2、Al(OH)3为弱碱，沉淀
白色沉淀生成，
白色沉淀生成，
NaOH溶液
MgCl2(aq)
氨水溶液
①
②
AlCl3(aq)
氨水溶液
①
NaOH溶液
②
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓
Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓
Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-
Mg(OH)2 + OH-
×
Al(OH)3为两性物质
金属性：Na ＞Mg ＞Al
沉淀不溶解
沉淀溶解
【任务二】同周期元素性质的递变规律
（2）非金属性强弱比较方法
① 非金属元素的最高价氧化物对应的水化物—最高价含氧酸的酸性强弱。
② 非金属单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。
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
结论 （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：Cl ＞S ＞P＞Si
+4
+5
+6
+7
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。
【任务二】同周期元素性质递变规律
【小结】
周期
主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1
2
3
4
5
6
7
金 属 性 逐 渐
增 强
非 金 属 性 逐 渐
增 强
？
【总结】同周期元素性质递变规律
金 属 性 减 弱、
非 金 属 性 增 强
金属、非金属两侧找到半导体材料
农药的开发
过渡元素中寻找催化剂和耐高温耐腐蚀合金的元素
【任务三】元素周期素和元素周期律应用

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