2019-2020学年高中化学 第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 （第1课时）课件

第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律目录元素性质的周期性变化规律第三周期元素性质的递变元素周期律学习目标：1、认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系2、以第三周期元素为例，了解同周期元素性质的递变规律学习重难点：1、重点：元素金属性、非金属性变化的规律2、难点：元素金属性、非金属性变化的规律元素性质的周期性变化规律规律：随着__________的递增，元素原子的最外层电子数呈现________的周期性变化(第一周期除外)。原子序数从1到8规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现____________的周期性变化。由大到小1．同周期——“序大径小”(1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)。2．同主族——“序大径大”(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。(2)举例：碱金属：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(Li＋)r(Na＋)r(K＋)r(Rb＋)r(Cs＋)3．同元素(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)r(Na)；r(Cl－)r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)r(Fe2＋)r(Fe)。4．同结构——“序大径小”(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。(2)举例：r(O2－)r(F－)r(Na＋)r(Mg2＋)r(Al3＋)。。规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈__________变化[每周期：最高正价：______________(第二周期为＋5)，负价：_____________(稀有气体元素除外)]。＋1→＋7－4→－1周期性第三周期元素性质的递变【实验】课本103页实验（1）（2）NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应：Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。与酸反应极为剧烈。与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气。Al在常温或加热下，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出氢气。最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH（强碱）Mg（OH）2（中强碱）Al（OH）3（两性氢氧化物）性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸总结：NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。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。元素原子的和外电子排布随着原子序数的递增元素原子半径呈现周期性变化元素化合价元素周期律同周期(从左到右)同主族(由上而下)原子半径减小(除稀有气体)增大主要化合价最高正价：＋1→＋7，负价：－4→－1最高正价相等(O、F除外)，且最高正价等于主族族序数得失电子能力得电子能力增强，失电子能力减弱得电子能力减弱，失电子能力增强金属性减弱增强非金属性增强减弱单质的氧化性、还原性氧化性增强，还原性减弱氧化性减弱，还原性增强非金属氢化物的生成难易及其稳定性生成由难到易，稳定性由弱到强生成由易到难，稳定性由强到弱最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性减弱酸性减弱，碱性增强