高中化学人教版 (2019)必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与元素周期表教学演示课件ppt

这是一份高中化学人教版 (2019)必修 第一册第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与元素周期表教学演示课件ppt，共28页。PPT课件主要包含了最外层电子数1→2，最外层电子数1→8，原子半径逐渐减小，元素周期律等内容，欢迎下载使用。
思考1：通过对碱金属元素、卤素的结构和性质的研究，我们已经知道同主族元素的性质有相似性和递变性。那么，同一周期的元素结构有什么相似性和递变性？性质又有什么变化规律？
学习任务一：同一周期元素原子结构的变化规律
思考与讨论2：观察表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?
同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）
规律：同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最外层电子数：1→8 逐渐增加（第一周期除外）呈现周期性变化
元素化合价的变化规律：
正价：+1→+5，负价：-4 →-1
正价：+1→+7，负价：-4 →-1
同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价
规律：同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最高正价：+1→+7（O/F除外，第一周期除外）最低化合价：-4→-1→0 （第一周期除外）呈现周期性变化
非金属元素：│最高正价│+│最低负价│＝________
(1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7(　　)(2)原子半径最小的元素是氢元素(　　)(3)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8(　　)(4)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH(　　)
(1)同周期元素随核电荷数增加原子半径是怎样变化的？
提示　同周期元素电子层数相同，核电荷数增多，即原子核所带正电荷增多，原子核对核外电子吸引力增大，原子半径逐渐减小。
(2)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？
提示　不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。
1.主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。
同周期，从左到右（随着原子序数的递增），最外层电子数：1→8 逐渐增加（第一周期除外）原子半径：大→小（稀有气体除外）最高正价：+1→+7（O/F除外，第一周期除外）最低化合价：-4→-1→0 （第一周期除外）
2.如图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示A.电子层数 B.最外层电子数C.最高化合价 D.原子半径
3.某主族元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为A.4 B.5 C.6 D.7
解析　设该元素的最高正价为x，最低负价为y，
因此该原子的最外层电子数为6。
思考3：结构决定性质。那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？
吸引力( )
非金属性逐渐( )
学习任务二：同一周期元素性质的变化规律
同周期左到右：电子层数同，原子半径↘
失电子能力逐渐( )
得电子能力逐渐( )
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SiAl？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？
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
【探究1-金属性探究】
演示实验：取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。
常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑
与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁
演示实验：向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH－ = AlO2－ + 2H2O
两性氢氧化物：与酸、碱都反应，生成盐和水的氢氧化物
Al(OH)3两性氢氧化物(弱碱性)
Na Mg Al (减弱)
资料3：非金属性质的变化规律 经验事实
Si P S Cl (增强)
思考4：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?
根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
对其他周期元素性质进行研究,也可以得到相似的结论。
(1)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应(　　)(2)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C (　　)(3)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性(　　)(4)第二周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(　　)
1.从原子结构角度解释同周期元素从左至右金属性减弱，非金属性增强的原因。
提示　同一周期，各元素的原子核外电子层数相同，从左至右随核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
2.在第三周期元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是____(填元素符号，下同)。(2)金属性最强的元素是____。(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(填化学式，下同)。(4)最不稳定的气态氢化物是______。(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。(6)氧化物中具有两性的是______。
5.下列关于元素周期律的叙述正确的是A.随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1→8重复出现B.元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C.随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1→＋7(O、F除外)， 最低化合价从－7→－1重复出现D.元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半 径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
6.物质的性质与元素的金属性或非金属性密切相关，能根据元素的金属性或非金属性判断下列结论正确的是①原子半径：Al＞Cl＞S　②氢化物稳定性：HF＞H2S＞PH3　③离子的还原性：Cl－＞Br－＞I－　④单质的氧化性：Cl2＞S＞Si　⑤酸性：H2SO4＞HClO　⑥碱性：KOH＞NaOH＞Mg(OH)2A.①④⑤ B.③⑥C.②④⑥ D.①③④