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第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
专题5　微观结构与物质的多样性
课程标准 核心素养目标
1.能说出元素周期律的内容，知道原子半径、元素化合价、金属性和非金属性的周期性变化规律。
2．能根据元素周期律简单比较和预测元素的性质。
3．体会元素周期律在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。 1.宏观辨识与微观探析：通过原子结构的变化规律认识元素性质的变化规律，有助于形成宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。
2．科学探究与创新意识：通过设计实验探究第三周期元素金属性、非金属性的变化规律。培养科学探究与创新意识的化学学科核心素养。
一、原子序数及元素的原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价的变化规律
1．原子序数
化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。元素的原子序数在数值上等于该元素原子的________。
核电荷数
2．原子结构的变化规律
核电荷数为1～18的元素原子最外层电子数如下图所示。
从1递增到8
3～9号元素 Li Be B C N O F
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
变化趋势 逐渐____
11～17号元素 Na Mg Al Si P S Cl
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
变化趋势 逐渐____
减小
减小
周期性
4．元素主要化合价的变化规律
下图为1～18号元素最高和最低化合价示意图。
随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现______变化[每周期：最高化合价的变化为____→____(第二周期为＋5)，最低化合价的变化为____→____→0]。
周期性
＋1
＋7
－4
－1
二、探究第三周期元素性质的递变规律
1．钠、镁、铝金属性的递变规律
单质 单质与水(或酸)的反应现象 化学方程式 最高价氧化物的水化物的碱性强弱
Na 与冷水剧烈反应，放出氢气 ________________________________ NaOH__碱
强
2Na＋2H2O===
2NaOH＋H2↑
Mg 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气 ____________________________；Mg＋2HCl
===MgCl2＋H2↑ Mg(OH)2
____碱
Al 与酸迅速反应，放出氢气 __________________________________ Al(OH)3
两性氢氧化物
中强
2Al＋6HCl===2AlCl3
＋3H2↑
续表
结论：
①上述三种金属的金属性强弱顺序为________________
②当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，与水(酸)反应的剧烈程度逐渐____，氢氧化物的碱性逐渐____
Na＞Mg＞Al
减弱
减弱
续表
单质 Si P S Cl
单质与氢气反应的条件 ____下反应　 磷蒸气与氢气反应 ____
时反应 ____或____时发生爆炸而化合
气态氢化物的化学式 ______ ____ ____ ______
气态氢化物的热稳定性 ______ 不稳定 受热分解 ____
高温
加热
光照
点燃
SiH4
PH3
H2S
HCl
不稳定
稳定
最高价氧化物的水化物的化学式 ________ ______ ______ ________
酸性强弱 ____ 中强酸 ____ 酸性更强
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
弱酸
强酸
减弱
增强
续表
3．探究Al(OH)3的两性
(1)在两支洁净的试管中分别加入2～3 mL 2 mol·L-1氯化铝溶液，逐滴加入6 mol·L-1氨水至过量，观察到的实验现象是________________，反应的化学方程式是_________________________________________，离子方程式是______________________________________。
生成白色胶状物质
AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl
(2)实验(1)之后，向一支试管里滴加6.0 mol·L-1盐酸，观察到的实验现象是__________________________________，反应的离子方程式为___________________________________；向另一支试管里滴加6.0 mol·L-1 NaOH溶液，观察到的实验现象是__________________________
_________，反应的离子方程式为_______________________________。
(3)结论：Al(OH)3是两性氢氧化物。Al虽是金属，但已表现出一定的非金属性。
白色胶状物质逐渐溶解，得到澄清溶液
Al(OH)3＋3H＋===Al3+＋3H2O
白色胶状物质逐渐溶解，得到
澄清溶液
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
三、元素周期律
1．内容
元素的性质随着核电荷数的递增呈__________的规律。
2．实质
元素周期律是元素_________________________________________
__________的必然结果。
周期性变化
原子核外电子排布随着核电荷数的递增发生周
期性变化
×
√
√
√
√
×
探究一 元素金属性、非金属性强弱的判断规律
[问题探究]
(1)铝单质为什么会与氢氧化钠溶液发生反应？
提示：Al与水反应产生Al(OH)3，Al(OH)3难溶于水，这阻止了铝单质与水的进一步反应。但是，Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液，这使得铝与水的反应得以继续。
(2)铝元素金属性与钠元素金属性相比，哪个强？
提示：钠元素的金属性强。
元素的金属性(或非金属性)是指元素原子失去(或得到)电子能力。比较元素金属性(或非金属性)的强弱，其实质是看元素原子失去(或得到)电子的难易程度。元素原子越容易失去(或得到)电子，其金属性(或非金属性)就越强。
1．元素金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
比较原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强
比较金属单质与水(或酸)反应置换氢气的难易程度 越易置换出氢气，元素的金属性越强
比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱 最高价氧化物的水化物的碱性越强，其对应元素的金属性就越强
比较金属与盐溶液的置换反应 若金属A的单质能与金属B的盐溶液反应置换出的金属B的单质，则A元素的金属性强于B元素
比较金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性)强弱 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性就越强
比较单质与同种非金属反应的难易程度 单质越易反应，元素的金属性就越强，如由Fe＋S FeS、2Na＋S===Na2S可知，金属性强弱为Na>Fe
续表
2．元素非金属性强弱的比较方法
比较方法 结论
比较原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强
比较单质与H2化合的难易程度(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性就越强
比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱 最高价氧化物的水化物的酸性越强，其对应元素的非金属性就越强
比较非金属单质与盐溶液的置换反应 若非金属A的单质能与非金属B的盐溶液反应置换出非金属B的单质，则A元素的非金属性强于B元素
比较单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性)强弱 一般单质的氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性就越强
续表
续表
[例1] 下列实验不能达到实验目的的是 (　　)
B
实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D 将Fe、Cu分别放入盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
解析：
1．下列比较元素金属性强弱的方法正确的是 (　　)
A．比较Na、Mg的金属性：将钠和镁条分别放入冷水中
B．比较Mg、Al的金属性：将Mg、Al分别放入NaOH溶液中
C．比较Fe、Cu的金属性：将Fe、Cu分别放入浓硫酸中
D．比较Zn、Fe的金属性：将Zn放入FeCl3溶液中　
A
解析：
探究二__元素周期律
[问题探究]
(1)第三周期主族元素的原子半径的变化规律是什么？
提示：第三周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小。
(2)影响原子半径的因素有哪些？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
微粒半径大小的比较方法
原子半径的比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增加，原子半径逐渐减小。如：
r(Li)>r(Be)>r(B)>r(C)>r(N)>r(O)>r(F)
②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增加，原子半径逐渐增大。如：
r(Li)同种元素不同微粒半径的比较 ①r(阴离子)>r(原子)：r(H－)>r(H)
②r(原子)>r(阳离子)：r(H)>r(H＋)
③r(低价阳离子)>r(高价阳离子)：r(Fe2+)>r(Fe3+)
B
解析：
2．下列有关原子结构的说法正确的是 (　　)
A. 1～18号元素的原子最外层电子数呈现出1～8的周期性变化
B. 3～9号、11～17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化
C. 原子的核电荷数越多，原子半径越大
D. 原子核外电子数越多，原子半径越大
B
解析：
1．下列排列顺序正确的是 (　　)
A.微粒半径大小：Mg2+>F－
B.稳定性强弱：HI>HBr
C.熔点高低：Al>Na
D.酸性强弱：H2SiO3>H3PO4
C
解析：
当核外电子排布相同时，离子半径随原子序数的增大而减小，则微粒半径大小为Mg2+Si，故酸性强弱为H2SiO3D
实验事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性强弱：O>S
B HCl的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性强弱：Cl>S
C 钾与水的反应比钠与水的反应剧烈 金属性强弱：Na>K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性强弱：F>Cl
解析：
3．下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是 (　　)
A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C
B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性强于Si
C．Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg
D．Fe投入CuSO4溶液中，能置换出Cu，说明Fe的金属性比Cu强
A
解析：
C
解析：
B
事实 推测
A Na与冷水反应剧烈，Al与热水反应很慢 Mg与热水反应会较快
B 石墨能导电，Si是半导体材料 最外层电子数为4的元素都是半导体材料
C HCl在1 500 ℃时分解，HI在230 ℃时分解 HBr的分解温度介于二者之间
D Si与H2高温时反应，S与H2加热能反应 P与H2在高温时能反应
续表
解析：
A
解析：
C
解析：

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