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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 元素性质的周期性变化规律
目 录
CONTENTS
1
2
碱金属
卤族
新课导入
周期 族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
半径增大
金属性增强
非金属性减弱
从左到右，周期性变化规律？
任务一 元素原子结构的周期性变化
观察P107 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、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化
任务一 元素原子结构的周期性变化
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子
最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期 3→10 第三周期 11→18 规律：随着原子序数的递增，元素原子的____________________________________ 1→8
1→8
核外电子排布呈现周期性变化
2
3
一、原子最外层电子排布变化规律
任务一 元素原子结构的周期性变化
周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论
第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的____________________ (不包括稀有气体)
第二周期 3→9 0.152→0.071_______ 第三周期 11→17 _______ 规律：随着原子序数的递增，元素的原子______________________ 大→小
大→小
原子半径逐渐减小
半径呈现周期性变化
0.186→0.099
二、原子半径的变化规律(稀有气体除外)
探究课堂
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
H是半径最小的原子
短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
Na
探究课堂
为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？
思考1
原子结构
核电荷数
电子层数
最外层电子数
核电荷数
增多
原子半径
减小
相同
电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？
思考2
不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。
探究课堂
“一看”：电子层数
“二看”：核电荷数
“三看”：最外层电子数
比较 Na 、Mg、Al、Si的原子半径大小？
Na ＞Mg＞Al＞Si
比较Cs、Rb、K、Na、Li、H原子半径？
Cs>Rb>K＞Na＞Li>H 　
比较O2－、F－、Na＋、Mg2＋原子半径？
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋　
Cl－＞Cl
比较Cl－、Cl 原子半径？
粒子半径大小比较
学习评价
1、下列各组粒子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　　 )。 A．Mg、Ca、K、Na
B．S2－、Cl－、K＋、Na＋
C．Br－、Br、Cl、S
D．Na＋、Al3＋、Cl－、F－
B
任务一 元素原子结构的周期性变化
周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1 ＋1
第二周期 3→9 最高价__________ (不含O、F) 最低价__________ 第三周期 11-17 最高价__________ 最低价__________ 规律：随着原子序数的递增，元素的 ＋1→＋5
－4→－1
最高正价：+1→+7，最低化合价：-4→-1→0 （O/F除外，第一周期除外），
主要化合价呈现周期性变化
＋1→＋7
－4→－1
三、主族元素的主要化合价
1、最高正价=最外层电子数=主族序数（O、F无正价）
2、最高正价+|最低负化合价| =8（H、O、F除外）
课堂小结
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？
【大胆预测】
任务二 元素性质的周期性变化规律
电子层数相同，核电荷数增大，
失电子能力（ ），得电子能力（ ）　
原子半径逐渐减小
原子核对最外层电子的引力逐渐增强
结构
性质
决定
性质预测
减弱
增强
金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）　
减弱
增强
如何用事实证明？以第三周期为例，
证明金属性Na>Mg>Al，非金属性Si任务二 元素性质的周期性变化规律
依据金属性强弱比较方法： 方案
（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
（4）金属间的置换反应
1、设计方案：如何证明金属性Na>Mg>Al？尽可能提出多种方案。理论依据是什么？
2、设计反思：
评价上述方案,哪些方案可行性高？
本实验重在不同金属的金属性，为了使实验更严谨，要注意控制哪些实验条件？
酚酞变红、气泡等
控制变量法：固体表面积、c盐酸、温度等
条件、操作简单，现象明显
四、【实验探究1-金属性探究】
任务二 元素性质的周期性变化规律
比较钠、镁单质与水反应的难易程度
比较镁、铝单质与盐酸反应置换出氢气的难易程度
实验验证
金属性：Na>Mg>Al
金属性：Na>Mg
金属性：Mg>Al
任务二 元素性质的周期性变化规律
实验验证
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－ = [Al(OH)4]－
白色絮状沉淀
两性氢氧化物
铝盐与碱的反应
任务二 元素性质的周期性变化规律
1．Na、Mg、Al的金属性的递变规律
Na Mg Al
与水反应 剧烈反应 反应缓慢 ——
与盐酸的反应 —— 剧烈反应 反应较快
最高价氧化物 对应水化物碱性 NaOH _______ Mg(OH)2 _________ Al(OH)3
______________
结论 与冷水剧烈反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
与冷水反应慢，热水较快
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑
在常温或加热时，与水很难反应
遇盐酸剧烈反应
（先酸后水）
与盐酸反应较剧烈
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
与盐酸较快
2Al+6H+=2Al3++3H2↑
强碱
中强碱
两性氢氧化物
①随核电荷数的增大，与水（或酸）反应越来越 ，生成的氢氧化物碱性越来越 。
②元素金属性：Na Mg Al
弱
弱
＞
＞
学习评价
2、氢氧化铝凝胶液和干燥凝胶在医药上用作治酸药，有中和胃酸和保护溃疡面的作用，主要用于医治胃和十二指肠溃疡病和胃酸过多症等。
(1)实验室制Al(OH)3时一般选用氨水不选用NaOH溶液的原因是什么？
(2)用什么试剂可以鉴别MgCl2与AlCl3溶液？
Al(OH)3易溶于NaOH，不容易控制NaOH的量。
过量的NaOH溶液。
任务二 元素性质的周期性变化规律
2. Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
原子序数 14 15 16 17
元素符号 Si P S Cl
与H2化合难易
气态氢化物的 稳定性
最高价氧化物对应水化物的酸性
结论 非金属性：Si P S Cl H4SiO4极弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强酸
高温
光照或点燃爆炸化合
磷蒸气
加热
很不稳定
SiH4
PH3不稳定
H2S较稳定
HCl稳定
元素非金属性增强
＜
＜
＜
经验事实
思考：通过实验比较和信息获取，你得出的结论是什么 与最初的推测一致吗
由此,你对原子结构与元素性质的关系又有哪些认识
任务二 元素性质的周期性变化规律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化
化合价
原子半径
金属性、非金属性
元素周期律
元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果
实
质
原子半径依次减小
原子半径依次减小
原子半径依次增大
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
非金属性依次增强
失电子能力依次增大
得电子能力依次增大
得电子能力依次增大
非金属性依次增强
金属性依次增强
金属性依次增强
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Ga Ge As Se Br
Rb Sr In Sn Sb Te I
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
非金属最强的在右上角
金属最强的在左下角
学习评价
3、不能说明钠的金属性比镁强的事实是（ ）
A．钠的最高化合价为+1，镁的最高化合价为+2
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应
D．在熔化状态下，钠可以从MgCl2中置换出镁
A
学习评价
4、下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是（ ）
① HCl比H2S稳定
② HCl和H2S的水溶液前者的酸性强
③ HClO4酸性比H2SO4强
④ Cl2能与H2S反应生成S
⑤ 氯原子能得1个电子变成稳定离子，而硫原子能得两个电子
⑥ Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
A.①②④　 B.①③⑥ C.②⑤ D.③⑤
C
学习评价
5、短周期元素X、Y、Z、W在周期表中位置如图，其中W原子的次外层电子数是最内层电子数与最外层电子数之和。下列说法不正确的是 ( 　　)
A． 最简单的氢化物的还原性：XB． 元素的非金属性：Z>W>Y
C． 简单离子的半径大小：Y>W>Z
D． 氧化物对应水化物的酸性：YD
S
O
P
Cl

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