化学必修 第一册第二节 元素周期律课堂教学ppt课件

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1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,构建元素周期律,提高宏观辨识与微观探析的核心素养。2.知道元素周期表的结构,以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯,以及碱金属和卤族元素为例,了解同周期和主族元素性质的递变规律,提高变化观念与平衡思想的核心素养。3.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构,分析、预测、比较元素及其化合物的性质,培养证据推理与模型认知的核心素养。
【知识铺垫】1.元素周期表中,第三周期主族元素的名称是钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯。2.元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的电子层数,主族元素族序数等于原子的最外层电子数。同一主族自上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。3.镁、铝、硫、氯的原子结构示意图分别为
【必备知识】一、元素性质的周期性变化规律1.1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)的变化
结论:随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价都呈周期性变化。【微思考1】C、N、O、F的最高正价是否依次增大?提示 否,F无正价,O无最高正价。【微思考2】非金属元素的最高正价与最低负价有什么关系?提示 非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和等于8(H、B、O、F除外)。
2.第三周期元素的金属性和非金属性的递变规律(1)Na、Mg、Al金属性的比较①与水反应钠与冷水剧烈反应,生成强碱NaOH和氢气,同时放出大量的热。而镁与冷水反应缓慢,加热至水沸腾,Mg可与水反应,生成Mg(OH)2和氢气。【微思考3】试比较Na、Mg、Fe与H2O反应时水的状态及是否需要加热。提示 Na与冷水可剧烈反应,并放出大量热;Mg与冷水反应缓慢,而与沸水可剧烈反应;Fe与冷水、沸水都不反应,但在高温下可与水蒸气反应。
②最高价氢氧化物的生成与溶解Al(OH)3:AlCl3+3NH3·H2O === Al(OH)3↓+3NH4Cl、Al(OH)3+NaOH === NaAlO2+2H2O。Mg(OH)2:MgCl2+2NH3·H2O === Mg(OH)2↓+2NH4Cl、Mg(OH)2在NaOH溶液中不溶解。【微思考4】向AlCl3溶液中逐渐加入足量的氢氧化钠溶液,会产生什么现象?提示 首先生成Al(OH)3,后Al(OH)3逐渐溶于氢氧化钠溶液,故现象为先产生白色絮状沉淀后逐渐溶解。
③氢氧化铝的两性氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方程式分别为Al(OH)3+3H+ === Al3++3H2O、Al(OH)3+OH- === +2H2O。结论:NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。
(2)Si、P、S、Cl非金属性的比较结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
(3)第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
二、元素周期律1.元素性质与原子结构的关系
【情境链接】有一种管道疏通剂,主要成分为铝粉和氢氧化钠混合粉末。工作原理:利用铝和氢氧化钠遇水反应放出大量的热,加快氢氧化钠对毛发等淤积物的腐蚀,同时产生氢气增加管道内的气压,利于疏通。已知铝单质与水难反应是由于生成的Al(OH)3难溶于水。阻止了铝与水的反应,那么铝单质与氢氧化钠溶液反应的原因是什么?提示 Al与水反应生成Al(OH)3,Al(OH)3难溶于水,阻止了铝与水的反应,但Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液,使铝与水的反应继续。
【自我小测】1.判断正误:(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。(　　)(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)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。(　　)(4)元素的氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。(　　)答案 (1)×　(2)×　(3)√　(4)×
2.下列元素中,最高正化合价数值最大的是(　　)A.AlB.FC.SD.C答案 C解析 元素最高正化合价数值等于最外层电子数;Al最高正化合价数值是3;F没有正价;S最高正化合价数值是6;C最高正化合价数值是4。
1.甲、乙试管中滴加过量NaOH溶液的过程中有什么现象发生?试写出相关反应的离子方程式。提示 甲中产生白色沉淀,滴加过量NaOH溶液白色沉淀不溶解;Mg2++2OH- === Mg(OH)2↓。乙中开始时产生白色沉淀,随后溶解;Al3++3OH- === Al(OH)3↓,Al(OH)3+OH- === +2H2O。
2.通过甲、乙、丙三个实验探究酸、碱的强弱,试归纳同一周期元素的原子结构与元素最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性之间的变化规律。提示 同一周期从左到右,随着原子序数的增加,元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强。3.硫酸为强酸,次氯酸为弱酸,据此能否确定非金属性硫大于氯?提示 不能。判断元素的非金属性强弱可根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,而HClO中氯元素不是最高价。
【深化拓展】1.原子结构与元素性质的周期性变化
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律(1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱,而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。(2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大,原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强,非金属性越弱。
【素能应用】典例1同周期的A、B、C三元素,其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序是:HAO4>H2BO4>H3CO4,则下列判断错误的是(　　)A.原子半径:A>B>CB.气态氢化物稳定性:HA>H2B>CH3C.非金属性:A>B>CD.阴离子还原性:C3->B2->A-
答案 A解析 同周期元素从左到右,非金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强,同周期的A、B、C三元素,其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序是HAO4>H2BO4>H3CO4,则非金属性:A>B>C,原子序数:A>B>C,结合元素周期律的递变规律进行判断。同周期元素从左到右,原子半径逐渐减小,原子序数:A>B>C,则原子半径:AC,非金属性越强,对应氢化物的稳定性越强,气态氢化物稳定性:HA>H2B>CH3,故B、C正确;元素非金属性越强,对应单质的氧化性越强,阴离子的还原性越弱,非金属性:A>B>C,则阴离子还原性:C3->B2->A-,故D正确。
方法规律解答元素性质的变化规律题目的一般思路(1)首先判断所给元素的相对位置,是同周期还是同主族。(2)然后根据元素周期律得出相应的结论。(3)最后考虑应用一般规律解答的对象是否有特殊性。
变式训练1短周期主族元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如表所示,下面判断正确的是(　　)A.原子半径:丙丁>戊D.最外层电子数:甲>乙
答案 C解析 同周期元素原子半径从左至右是依次减小的(稀有气体元素原子除外),故A项错误;同主族元素的金属性自上而下是逐渐增强的,故B项错误;同周期元素的金属性从左至右逐渐减弱,故最高价氧化物的水化物的碱性也逐渐减弱,C项正确;同周期元素的最外层电子数从左至右逐渐增多,故D项错误。
我们生活在化学世界中,某些元素在人体的细胞、组织和体液中大量富集,如大脑中含有丰富的Na、Mg、K,骨筋和骨组织中含有丰富的Li、Mg、K等。
1.Li、Na、Mg、K原子半径大小关系是什么?提示 原子半径:LiMg。3.根据原子半径变化的规律,原子半径最大的元素在元素周期表的左下角,原子半径最小的元素在元素周期表的右上角,对吗?提示 不对。原子半径最大的元素在元素周期表的左下角,原子半径最小的在元素周期表的左上角(氢原子半径最小)。
【深化拓展】1.粒子半径大小的比较——“四同”规律
2.“三看”法比较简单粒子的半径大小“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【素能应用】典例2下列微粒半径大小比较正确的是(　　)A.Na+Al3+C.NaC;C项中离子半径由小到大的顺序应为r(B2+)B。
1.以氧化铝为原料制取氢氧化铝,最好的方法是(　　)A.将氧化铝溶于水B.将氧化铝先溶于盐酸中,之后滴加氨水C.将氧化铝溶于盐酸中,之后滴加氢氧化钠溶液D.将氧化铝溶于氢氧化钾答案 B解析 由氧化铝制取氢氧化铝,首先应将氧化铝转化为铝离子,然后加碱转化为氢氧化铝。考虑到滴加氢氧化钠溶液时,若过量会有部分氢氧化铝转化为偏铝酸盐,故选用弱碱溶液氨水更好。
2.(2020北京师大附中高一期末)下列各组元素性质递变情况不正确的是(　　)A.原子半径:N