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高中化学 必修1 第四章 第二节 元素周期律
第一课时 元素性质的周期性变化规律
同主族元素性质上表现相似性和递变性
电子层数增多
原子半径增大
失电子能力增强
得电子能力减弱
金属性(还原性)增强
非金属性(氧化性)减弱
第 一 周 期 元素-原子序数 H-1 He-2
核外电子排布
原子半径/nm 0.037 —
最高正化合价或最低负化合价 +1 0
第 二 周 期 元素-原子序数 Li-3 Be-4 B-5 C-6 N-7 O-8 F-9 Ne-10
核外电子排布
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 —
最高正化合价或最低负化合价
第 三 周 期 元素-原子序数 Na-11 Mg-12 Al-13 Si-14 P-15 S-16 Cl-17 Ar-18
核外电子排布
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 —
最高正化合价或最低负化合价
1
2
2
1
2
2
2
3
2
4
2
5
2
6
2
7
2
8
+1
+2
+3
-2
-1
0
+4
-4
+5
-3
2
8
4
2
8
2
2
8
3
2
8
1
2
8
5
2
8
6
2
8
7
2
8
8
+1
+2
+3
+6
0
+4
-4
+5
-3
-2
+7
-1
1-18号元素的原子核外电子排布原子半径和主要化合价
一、核外电子的排布规律
1
2
3
4
5
6
7
8
最外层电子数
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
原子序数
第一周期
第二周期
第三周期
1.周期序数=电子层数
2.随原子序数递增，最外层电子：1→8周期性变化[第一周期(1→2)除外]
二、 化合价的变化规律
+7
+6
+5 +5
+4 +4
+3 +3
+2 +2
+1 +1 +1
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
-4 -3 -2 -1 -4 -3 -2 -1
元素化合价
0价
规律：同周期(左→右)最高正化合价：＋1→＋7
最低负化合价:－4→－1
主族元素最高正价
=主族序数
=最外层电子数
最高正化合价 +∣最低负价∣= 8
1.金属无负价
非金属可正可负
O、F无正价；
2.H最高+1 最低-1
三、 半径的变化规律
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
短周期元素中原子半径最大：K
原子半径最小：H
从左往右，原子半径依次减小。
从上往下，原子半径依次增大。
同周期：
同主族：
【拓展】比较粒子半径大小
“一看”电子层数：
电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：
电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。
“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。
（1）r(F) r(Cl)
（4）r(Cl-) r(S2-)
（2）r(Cl) r( S) r( P)
（3）r(Al3+) r(Mg2+) r(Na+)
＜
＜
＜
＜
＜
＜
例：比较下列微粒半径的大小
例1.下列元素的原子半径依次减小的是( )
A.Na、Mg、Al B.N、O、F
C.P、Si、Al D.C、Si、P
AB
【课堂练习】
例2.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
例3. 如果Xm+、Yn-具有相同的电子层结构，Zn-的半径大于Yn-的半径，
则三种元素得原子序数由大到小的顺序是（ ）
A. Z>X>Y B. X>Y>Z C. Z>Y>X D. X>Z>Y
A
随着原子序数的递增
原子的核外电子排布
原子半径
化合价
呈现周期性的变化
元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？
四、 第三周期元素性质的递变
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？
【预测】
Na Mg Al Si P S Cl
电子层数相同，核电荷数增大，半径减小
失电子能力减弱，得电子能力增强
金属性减弱，非金属性增强
【验证】
（1）如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？
①单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度
②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱
Na Mg Al 规律(周期—左→右)
单质与水(酸)反应的难易
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
Al(OH)3＋3H＋ = Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋OH－ = AlO2-＋2H2O
与冷水
剧烈反应
与热水
缓慢反应
与沸水
缓慢反应
与水或酸反应能力
逐渐减弱
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱
（2）如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？
①单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度
②气态氢化物的稳定性
③最高价氧化物的水化物的酸性强弱
Si P S Cl 规律
与H2反应条件
氢化物稳定性
最高价氧化 物对应的水 化物酸性强弱
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
高温
P(g)与H2反应
加热
光照或点燃
与H2化合能力
逐渐增强
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S受热分解
HCl稳定
氢化物稳定性逐渐增强
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4强酸
(比H2SO4强)
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强
【结论】
金属性减弱，非金属性增强
结构决定性质
Na Mg Al Si P S Cl
在同一周期中，左→右：
电子层数相同—核电荷数递增—对电子引力增大—原子半径减小
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
五、 元素周期律
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
电子层数↑
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑
电子层数↓
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数=
核电荷数↑
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数=
核电荷数↓
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑(共10张PPT)
高中化学 必修1 第四章 第二节 元素周期律
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
一、元素的位、构、性之间的关系
决定
位置
结构
性质
决定
反映
反映
互推
（1）结构决定位置：
位置反映结构
a．原子序数 = 核电荷数（质子数）
b．电子层数 = 周期序数
c．最外层电子数 = 主族序数
一些特殊规律：
a．各周期的元素种类
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置
c．同族上下相邻元素原子序数的关系
（2）结构决定性质：
性质反映结构
a.最外层电子数=主族族序数=主族元素最高正化合价
b.︱最低负化合价︱+ 最高正化合价= 8(H O F除外)
最外层电子数原子半径
原子得失电子能力
元素的金属性非金属性强弱
单质的氧化性、还原性强弱
（3）位置
推出
结构和性质
电子层数↑
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑
电子层数↓
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数=
核电荷数↑
原子半径↓
得电子能力↑
非金属性↑
电子层数=
核电荷数↓
原子半径↑
失电子能力↑
金属性↑
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
Po
F
Cs
At
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
1
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
稀有气体元素
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
二、金属元素与非金属元素的分区
分界线附近的元素既有一定金属性，又有一定非金属性。
金属性最强——铯
最强的碱—CsOH
非金属性最强——氟
最强的酸——HClO4
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、在生产生活中的应用
分界线附近—半导体材料
过渡元素—催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料
非金属区域—农药
2、指导新元素的发现及预测它们的性质
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
生活便是寻求新知识。
——门捷列夫
3、可预测或推测元素的原子结构和性质
1．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，下列说法中正确的是(　　)
A. 原子半径YB．元素Y的最高正化合价比元素X的最高正化合价高
C．元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的弱
D．元素X的气态氢化物的热稳定性大于元素Y的气态氢化物的稳定性
C
2.我国在GaAs太阳能电池研究方面国际领先。砷(As)和镓(Ga)都是第四周期元素，分别属于ⅤA和ⅢA族。下列说法中，不正确的是(　　)
A．原子半径：Ga>As>P
B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3
C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4
D．Ga(OH)3可能是两性氢氧化物
C
3.比较S、Cl、K、Ca的简单离子的半径大小，并分别比较最高价氧化物对应水化物的酸性和碱性。

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