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第二节 元素周期律
第四章 物质结构 元素周期律
第1课时：元素性质的周期性变化规律
目 录
CONTENTS
01
元素性质的周期性变化规律
02
同周期元素性质的递变规律
学习目标
1.能用原子结构解释同周期元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
2.理解元素周期律的内容和实质。
新课导入
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？
1
元素性质的周期性变化规律
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？
填写下表中信息，并思考与讨论下列问题。
一、元素性质的周期性变化规律
1.元素的电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律
原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径的变化 （不考虑稀有气体元素）
最高或最低化合价的变化
1～2
3～10
11～18
1
2
3
1→8
1→8
1→2
0.152nm→0.071nm
+1
0
+1
+5
-4
-1
0
大→小
0.186nm→0.099nm
大→小
+1
+7
-4
-1
0
一、元素性质的周期性变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
一、元素性质的周期性变化规律
（1）主族元素主要化合价的确定方法
①最高正价＝主族序数＝最外层电子数 (O、F除外， O无最高正价；F无正化合价)
②最低负价＝最高正价－8 (H、O、F除外，金属无负价)。
③H的最高价为＋1，最低价为－1；
（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）粒子半径大小比较
一、元素性质的周期性变化规律
[典例1]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＋。
＜
＜
＜
＜
＞
＞
＞
2
同周期元素性质的递变规律
问题讨论：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有什么变化规律？
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，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。
二、同周期元素性质的递变规律
镁与水的反应
氯化铝、氯化镁与氢氧化钠溶液的反应
【实验探究 】Na、Mg、Al元素金属性强弱比较
二、同周期元素性质的递变规律
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碱性强弱
结论 剧烈
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
与沸水反应很慢
强碱
中强碱
两性氢氧化物
随着核电荷数减小，与水（或酸）反应越来越
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
① 碱性：
② 金属性：
二、同周期元素性质的递变规律
（1）A1(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强溶液发生反应。反应的离子方程式分别如下：
钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物。这说明铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。
Al(OH)3 + 3H+ === Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 +OH- === AlO2-+ 2H2O
二、同周期元素性质的递变规律
【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）
二、同周期元素性质的递变规律
【信息获取】
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
【结论分析】
二、同周期元素性质的递变规律
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。
小结：金属性、非金属性的递变规律
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
[典例2]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
二、同周期元素性质的递变规律
[典例3]下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是(　　)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C．N、O、F最高正化合价依次增大
D．Na、K、Rb的电子层数依次增多
C
二、同周期元素性质的递变规律
内容
实质
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
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。
化合价
原子半径
金属性和非金属性
三、元素周期律的内容与实质
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
对 点 训 练
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(　　)
(2)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(　　)
(3)元素的非金属性越强，其氧化物对应的水化物酸性越强。(　　)
(4)随着原子序数的递增，元素相对原子质量呈现周期性变化。(　　)
(5)P的非金属性强于Si，H3PO4比H2SiO3的酸性强。(　　)
2．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
C
A
对 点 训 练
B
对 点 训 练
3.下列粒子半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．NaD．CsD
对 点 训 练
4.电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4，下列判断错误的是(　　)
A．原子半径：X>Y>Z
B．简单气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
C．元素原子得电子能力：X>Y>Z
D．单质与氢气反应的容易程度：X>Y>Z
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