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必修第一册(人教版2019)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期率
第2课时
元素性质的周期性变化规律
【结构规律小结】
随着原子序数的递增
原子的核外电子排布
原子半径
元素的主要化合价
呈现周期性的变化
原子的核外电子排布、原子半径、化合价较为抽象
比较平时接触较多的元素性质——金属性与非金属性
元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？
目录
元素金属性的周期性变化
01
元素非金属性的周期性变化
02
习
学
目
标
1．结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养“证据推理与科学探究”的核心素养。
2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养“科学探究与模型认知”的核心素养。
1.以第3周期元素为例，核外电子排布、原子半径如何变化？
原子半径逐渐变小
同一周期主族元素从左到右，最外层电子数依次增多，原子半径依次减小。
IA ⅡA ⅢA IVA VA VIA ⅦA
【思考】
Al
Si
P
S
Cl
Na
Mg
2.根据第3周期元素的结构特点预测，同一周期元素的原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
元素的原子得、失电子能力与原子半径和核电荷数相关，一般原子半径越小，核电荷数越大得电子能力越强，失电子能力越弱。
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
（金属性减弱，非金属性增强。）
金属元素失电子的
能力称为金属性
如何实验验证：元素原子失电子能力：钠 > 镁 > 铝
元素原子失电子能力强弱判断？
金属性比较
①比较金属单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，置换出氢越容易,则金属性越强。
②比较金属元素最高价氧化物对应的水化物碱性强弱,碱性越强，则金属性越强。
③单质还原性越强，金属性越强。
④活泼金属置换不活泼金属。
NO.1
同周期元素金属性
的变化规律
第三周期元素性质的递变
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar
如何设计实验证明三者金属性的强弱？
比较金属与水反应难易
比较金属与酸反应难易
比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱
实验用品：表面积相同的镁条和铝条、金属钠、酚酞、蒸馏水、1mol/LAlCl3溶液、1mol/LMgCl2溶液、氨水、2mol/LNaOH溶液、2mol/L盐酸、试管、砂纸、酒精灯、试管夹、。
方案1：金属Na、Mg、Al单质分别与水反应，观察其反应条件难易。
方案2：金属Na、Mg、Al单质分别与酸反应，观察其反应剧烈程度。
方案3：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3分别滴入酚酞，观察溶液颜色深浅。
设计方案？
镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。
镁的金属性比钠弱
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
△
与金属钠对比
实验1
取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。向试管中加入2 mL水,并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
现象：
化学方程式 ：
结论：
实验2
取一小片铝和一小段镁带镁带，用砂纸擦去氧化膜,分别放入两试管，再各加入2 mL 1mol/L盐酸。观察现象。
现象：
化学方程式 ：
结论：
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
镁的金属性比铝强
【实验3】
向硫酸铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。
AlCl3溶液
氨水
HCl溶液
NaOH溶液
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH－ = AlO2－ + 2H2O
白色絮状沉淀
探究Al(OH)3的碱性
两性氢氧化物：
既能与酸反应生成盐和水又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。
实验：用氯化镁溶液代替氯化铝溶液做上述实验，观察现象。并比较。
沉淀溶解
沉淀不溶解
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
结论：金属性：Mg___Al
>
“金属性”变化规律探讨
Na Mg Al
与水反应 与冷水反应 ——
与热水反应 —— ——
与盐酸的反应 ——
最高价氧化物 对应水化物碱性
结论 NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Na＞Mg＞Al
剧烈反应
不反应
反应较快
剧烈反应
反应较快
结论：
失电子能力
Na>Mg>Al
金属性
Na>Mg>Al
同周期金属元素的金属性从左到右逐渐减弱
下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是( )
A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
B.KOH的碱性比Mg(OH)2强
C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁
D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
AB
课堂练习
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
如何实验验证：得电子能力硅<磷<硫<氯
非金属元素得电子的能力称为非金属性
元素原子得电子能力强弱判断：
非金属性比较
①比较元素单质与氢气化合的难易程度：一般化合越容易进行,则非金属性越强。
②气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，非金属性越强。
③比较元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱,酸性越强，则非金属性越强。
④活泼非金属置换不活泼非金属。
⑤单质氧化性越强，非金属性越强。
NO.2
同周期元素非金属性
的变化规律
“金属性与非金属性”变化规律探讨
第三周期元素性质的递变探究
如何设计实验证明三者非金属性的强弱？
比较非金属与氢气反应难易
比较非金属氢化物的稳定性
比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
Si P S Cl
最高价氧化物的水化物
酸 性
酸性变化
结 论
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
（硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸）
弱酸 中强酸 强酸 强酸（强于硫酸）
逐渐增强
探究：
非金属性逐渐增强
元素符号 Si P S Cl
与氢气反应的条件
气态氢化物的稳定性
高温
蒸气与氢气反应
加热
光照或点燃
化合越来越容易
很不稳定
不稳定
不很稳定
稳定
氢化物的稳定性增强
结论：Si、P、S、Cl元素原子得电子能力逐渐增强
结论：
得电子能力
Si < P < S < Cl
非金属性
Si < P < S < Cl
同周期非金属元素的非金属性从左到右逐渐增强
“金属性与非金属性”变化规律探讨
11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
Ar
稀有气体元素
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
同周期元素性质的递变
Na Mg Al Si P S Cl
同周期
（从左到右）
原子半径 电子层数
相同
金属性/还原性/失电子能力
金属阳离子氧化性
最高价氧化物对应水化物碱性
与酸/水置换H2
非金属性/氧化性/得电子能力
非金属阴离子还原性
氢化物稳定性
最高价氧化物对应水化物酸性
Na > Mg > Al
Na+ < Mg2+ < Al3+
NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3
困难
Si < P < S < Cl
P3- > S2- > Cl-
SiH4 < PH3 < H2S < HCl
H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4
（硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸）
同周期元素从左到右
得失电子能力
得电子能力
失电子能力
由弱到强
由强到弱
最高价氧化物
对应的水化物
碱性
酸性
由强到弱
由弱到强
非金属气态氢化物
化合
稳定性
由弱到强
由难到易
下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（双选）（ ）
A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易
B. HCl的酸性比H2S强
C. HCl的稳定性比H2S强
D. HClO3的酸性比H2SO3强
AC
单质与氢气反应的难易
气态氢化物的稳定性
不是最高价氧化物的水化物的酸性比较
课堂练习
原子半径逐渐减小
同一周
期元素
电子层
数相同
从左到右
核电荷数增多
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐增强
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
同周期元素金属性和非金属性变化规律
【归纳总结】
核外电子排布呈周期性变化
原子半径呈周期性变化
主要化合价呈周期性变化
元素金属性与非金属性呈周期性变化

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