人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律教学ppt课件

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第一课时 元素性质的周期性变化规律
第四章　物质结构 元素周期律第二节　元素周期律
1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律。2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱。3.理解元素周期律及本质。
金 属 性 逐 渐 增 强
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
元素性质的周期性变化规律
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？
1．原子最外层电子排布变化规律
随着原子序数的递增，每一周期元素原子的最外层电子数会重复的出现从1个递增到8个的情况（第一周期除外），这种周而复始的现象，我们称之为周期性。
【思考】我们可以观察到随原子序数逐渐递增，电子层数逐渐增加，最外层电子离原子核越来越远，那么这会不会影响到原子体积大小的变化呢？原子的体积大小又与什么有关系呢？
同周期，由左向右元素的__________________ (不包括稀有气体)。
【思考1】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？
同一周期元素的原子电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，故原子半径逐渐减小。
练习：1、比较下列原子半径大小的比较
① F Cl ② P S Cl③ H O Na
2、判断下列排序是否正确
①Na > Mg > Al > S ②Cs < Rb < K < Na③Cl－< Na+
（1）影响粒子半径的因素
【归纳】（2）原子半径大小的比较
从左到右，原子的半径随原子序数增大而减小
例：a.试比较Na、Al的原子半径大小
从上到下，原子半径随电子层增多而增大
例：a.试比较Na、K的原子半径大小
③不同周期不同主族的元素原子半径大小的比较
一般情况电子层数越多，原子半径越大
例：试比较Al、O的原子半径大小
b.试比较N、O的原子半径大小
b.试比较F、Br的原子半径大小
①不同种元素的微粒半径比较：
a.离子原子核外电子层数相同时，原子序数越小，离子半径越大
eg：试比较O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
b.离子原子核外电子层数不相同时，电子层数越多，离子半径越大
eg：试判断Cl－< Na+
（3）离子半径大小比较
②同种元素的微粒半径比较：
核外电子越多，微粒半径越大或元素化合价越低粒子半径越大
eg：①比较H-、H、H+的半径eg：比较Na+、Na的半径eg：试比较Fe、Fe2+、Fe3+的半径比较
O难失6个电子(O无最高正价)
F不失电子(F无正价)
随着原子序数的递增，元素的化合价呈 变化，即每周期，最高正价为 (O无最高正价、F无正价)，负价为 。
主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价＝主族序数＝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，金属无负价)。(3)H的最高价为＋1，最低价为－1； O无最高正价；F无正化合价。
【问题讨论】根据前三周期元素原子的核外电子排布规律，你能预测出该每周期元素金属性、性的变化规律吗?
同周期，随着__________的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现______性的变化。
判断正误(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(　　)(5)每周期元素原子半径最大的是第ⅠA族元素，最小的是0族元素(　　)
【问题讨论】根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗？
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律第三周期元素电子层数 ，由左向右核电荷数依次增多，原子半径依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。
【实验比较】p109【探 究 Ⅰ】　钠、镁、铝元素金属性强弱的实验探究【实验原理】Na、Mg、Al与水反应置换出H2的难易。【实验操作】
与冷水极缓慢反应与沸水缓慢反应
常温下常温或加热下遇水无明显现象
Mg(OH)2:中强碱
Na、 Mg、Al的金属性逐渐增强
【探 究 IⅠ】Mg、Al元素金属性强弱比较
Al(OH)3＋OH－=AlO2-＋2H2O
Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O
Mg(OH)2＋2H＋=Mg2＋＋2H2O
Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2，更弱于NaOH，则金属性：Na>Mg>Al
【归纳总结】1.金属性强弱比较
（1）根据元素周期表判断
（2）根据金属活动性顺序表
（3）金属性强弱的表现
随核电荷数的增大金属性减弱
随核电荷数的增大金属性增强
金属单质与水或酸反应越剧烈
最高价氧化物对应水化物的碱性越强
原子对应的阳离子得氧化性越弱
②金属性强的单质可置换出金属性弱的单质
【探 究 IⅠⅠ】硅、硫元素非金属性强弱的实验探究【实验原理】Si、S最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱Na2SiO3＋H2SO4=Na2SO4＋H2SiO3↓(白色胶状沉淀) 。【实验操作与现象】向Na2SiO3溶液中滴加稀H2SO4，产生白色胶状沉淀。
第三周期非金属单质氧化性强弱变化规律
（1）根据元素周期表判断 同一周期，随核电荷数的增大，非金属性增强 同一主族，随核电荷数的增大，非金属性减弱（2）元素非金属性强弱的表现
【归纳总结】2.非金属性强弱比较
其单质与氢气反应越剧烈
最高价氧化物对应水化物酸性越强
其元素原子对应阴离子的还原性越弱
②非金属性强的单质可置换出非金属性弱的单质
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．元素周期律的内容与实质
【课堂小结】元素周期律
(1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而 的变化。(2)元素的性质包括： 、 、 、 等。(3)元素周期律实质是 的必然结果。
核外电子排布发生周期性变化
1.Ge、As、Se、Br为第四周期相邻元素，原子序数依次增大。下列说法错误的是(　　)
A.原子半径：Ge>As>SeB.还原性：As3－>Se2－>Br－C.酸性：H2GeO3＞H2SeO4＞HBrO4D.非金属性：As2.(2022·宿州砀山四中高一月考)下列说法正确的是(　　)
A.第三周期的金属元素从左到右原子半径依次增大B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强C.第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强D.元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
3.(2022·吉林通化高一期末)下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是（ ）A.Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na＞MgB.F2比O2更容易与H2化合，非金属性：F＞OC.KOH的碱性强于Ca(OH)2，金属性：K＞CaD.盐酸的酸性强于H2SO3，非金属性：Cl＞S
4.(2023·温州高一期中)硫的非金属性不如氧强，下列叙述不能说明这一事实的是（ ）