2023~2024學年 4-2 課時1 元素性質和周期性變化規(guī)律

第四章物質結構元素周期表第二節(jié)元素周期律元素性質的周期性變化規(guī)律1.2.3.4.認識原子結構、元素性質呈周期性變化的規(guī)律掌握同周期主族元素金屬性和非金屬性的遞變規(guī)律建構微觀原子結構特點決定宏觀性質的探究思路和模式認識同周期元素的核外電子排布、化合價、原子半徑情境導入同主族最外層電子數相同原子半徑逐漸增大原子核外電子層數依次增多失電子能力逐漸增強得電子能力逐漸減弱金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱F2Cl2Br2I2LiNaK

RbCs情境導入F2Cl2Br2I2LiNaK

RbCs同主族元素的性質有著相似性和遞變性金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱周期表中同周期元素的性質有什么變化規(guī)律呢？思考與交流：隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價的變化規(guī)律是什么？最外層電子數1→2最外層電子數1→8最外層電子數1→8核外電子排布的規(guī)律：同周期由左向右元素的原子最外層電子數逐漸增加（1→8）“核外電子排布”變化規(guī)律探討最外層電子數隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子數，重復著由1到8的周期性變化原子序數分析引入結構性質決定反應原子半徑主要化合價金屬性和非金屬性最外層電子數呈現周期性變化同周期由左向右元素的原子半徑逐漸減小（不包括稀有氣體）原子半徑的變化規(guī)律：原子半徑逐漸增大原子半徑逐漸減小半徑最小的原子？短周期主族元素中，原子半徑最大的是哪種元素？NaH隨著元素核電荷數的遞增，原子半徑呈周期性變化原子序數與原子半徑的關系以原子序數為橫坐標，原子半徑為縱坐標，制作成折線圖。請同學們從點（同主族元素）、線（同周期元素）、面（不同周期的變化趨勢）三個層次進行數據分析，歸納規(guī)律。同周期“原子半徑”變化規(guī)律解析(電子層數相同)元素化合價的變化規(guī)律：同周期由左向右元素的最高正價逐漸升高（+1→+7，O和F無最高正價）；元素的最低負價由ⅣA族的-4價逐漸升高至ⅦA族的-1價“元素主要化合價”變化規(guī)律探討主族元素的最高正化合價，重復著由+1到+7的周期性變化隨著原子序數的遞增(除氫、稀有氣體)，原子序數與最外層電子數、化合價的關系結論1：隨著原子序數的遞增，原子的最外層電子數重復出現從___到___周期性變化。18H、He除外結論2：隨著核電荷數的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化。

最高正價由____到____遞增，最低負價由____到____遞增。＋1＋7?4?1O、F除外結論3：元素最高正價＝最外層電子數＝主族序數。O、F除外結論4：金屬元素無負價；稀有氣體元素化合價為0；非金屬元素的最高正價＋|最低負價|＝8。HBOF除外隨著原子序數的增加，元素原子的半徑、元素的主要化合價為什么呈現周期性變化？出現這種變化的根本原因是什么？隨著元素原子序數的遞增，原子核外電子排布呈周期性變化。一、元素周期律的定義與實質1．定義：元素的性質隨原子序數的遞增而呈周期性的變化。2．實質：元素原子的核外電子排布的周期性變化。

即元素原子核外電子排布的周期性變化決定了元素性質的周期性變化。二、原子半徑大小規(guī)律1．原子半徑變化趨勢圖2．原子半徑規(guī)律（稀有氣體不討論）（1）同一主族，從上到下，

原子半徑逐漸_________；（2）同一周期，從左到右，

原子半徑逐漸_________。增大減小3．影響粒子半徑的因素①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大②核電荷數：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越?。ㄐ虼髲叫。酆送怆娮訑担寒旊娮訉訑岛秃穗姾蓴迪嗤瑫r，核外電子數越多，半徑越大。2.比較Na與Mg、Al的原子半徑大小1.比較O和S的半徑大小3.比較Na+、O2-、Mg2+的半徑大小Na>Mg>AlO<SO2->Na+>Mg2+4.比較Na和Na+、

O和O2-半徑大小Na>Na+O<O2-電子層越多電子層數相同，核電荷數依次增大核外電子排布相同，核電荷數依次增大電子層數不同，核電荷數相同核電荷數電、電子層數均相同，最外層電子不同①一看：電子層②二看：原子序數③三看：核外電子數4.“三看”法比較簡單粒子半徑大?。?）r(F)

r(Cl)（4）r(Cl-)r(S2-)（2）r(Cl)

r(

S)

r(

P)

（3）r(Al3+)r(Mg2+)r(Na+)r(F-)r(O2-)＜＜＜＜＜＜＜＜1.比較下列微粒半徑的大小2.下列元素的原子半徑依次減小的是（）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、PAB練一練3.下列粒子半徑大小的比較中，正確的是(

)A．Na+<Mg2+<Al3+<O2-

B．S2->Cl->Na+>Al3+C．Na<Mg<Al<S

D．Cs>Rb>K>NaBD4.下列各組微粒半徑大小比較中，不正確的是（

）A.

r(K)>r(Na)>r(Li)B.

r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)C.

r(

Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)D.

r(Cl-)>r(F-)>r(F)B練一練三、化合價規(guī)律1．一般情況下，元素的最高正價=_______________=_______________。2．一般情況下，│最低負價│+最高正價＝8。3．金屬沒有__________價，O沒有__________價、F沒有__________價。最外層電子數主族序數負最高正正四、第三周期元素性質的遞變1．Na、Mg、Al金屬性強弱比較

NaMgAl與水（或酸）反應的現象與冷水劇烈反應，放出大量的熱，并產生氣體與冷水幾乎不反應，與沸水緩慢反應，與酸劇烈反應與沸水反應很慢，與酸反應較快劇烈程度隨著核電荷數減小，與水（或酸）反應越來越________最高價氧化物對應水化物的堿性強弱NaOH強堿Mg(OH)2中強堿Al(OH)3兩性氫氧化物結論①最高價氧化物對應的水化物的堿性：__________________②金屬性：__________________劇烈NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3Na>Mg>Al

SiPSCl與氫氣反應條件高溫磷蒸氣與H2能反應需加熱光照或點燃時發(fā)生爆炸變化規(guī)律隨著核電荷數增加，與氫氣化合越來越________氣態(tài)氫化物熱穩(wěn)定性SiH4很不穩(wěn)定PH3不穩(wěn)定H2S受熱分解HCl穩(wěn)定變化規(guī)律隨著核電荷數增加，氣態(tài)氫化物越來越________最高價氧化物對應水化物酸性H2SiO3弱酸H3PO4中強酸H2SO4強酸HClO4（最強的無機含氧酸）變化規(guī)律隨著核電荷數增加，最高價氧化物對應水化物的酸性越來越_____結論非金屬性：_________________2．Si、P、S、Cl非金屬性強弱比較容易穩(wěn)定強Cl>S>P>Si3．元素金屬性和非金屬性變化規(guī)律（1）同一周期元素，從左往右，金屬性逐漸_______，非金屬性逐漸_______。（2）同一主族元素，從上往下，金屬性逐漸_______，非金屬性逐漸_______。增強減弱增強減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱4．元素金屬性和非金屬性變化規(guī)律的理論解釋同一周期元素，電子層數相同，從左到右，核電荷數依次______，最外層電子數逐漸______，原子半徑逐漸_______，越容易_______電子形成穩(wěn)定結構，非金屬性逐漸_______，金屬性逐漸_______。增多增多減小得到增強減弱4．元素金屬性和非金屬性強弱的比較（1）比較元素金屬性強弱的方法金屬與水（非氧化性酸）的反應越容易，其對應元素的金屬性越強。最高價氧化物對應水化物的堿性越強，則對應元素的金屬性越強。在金屬活動順序表中，金屬的位置越靠前，對應元素的金屬性越強。金屬與鹽溶液的置換反應中，若A元素的單質能置換出B元素的單質，則A的金屬性強于B元素。同一周期（除稀有氣體），金屬元素越靠前，其金屬性越強；同一主族，金屬元素越靠下，其金屬性越強。金屬陽離子的氧化性越強，則對應金屬元素的金屬性越弱。電化學原理（暫時不用了解）。4．元素金屬性和非金屬性強弱的比較（2）比較元素非金屬性強弱的方法最高價氧化物對應水化物的酸性越強，其對應元素的非金屬性越強。形成的氫化物越穩(wěn)定，則對應元素的非金屬性越強。非金屬單質與H2越易化合，則對應元素的非金屬性越強。非金屬之間的置換反應，若A元素的單質能置換出B元素的單質，則A的非金屬性強于B元素。同一周期（除稀有氣體外），非金屬元素越靠右，其非金屬越強；同一主族，非金屬元素越靠上，其非金屬性越強。練一練1.下列各組微粒中，半徑依次增大的是（

）A．S、Cl、Cl-、S2- B．Al3+、Al、Mg、KC．Na+、Na、Cl、Cl- D．S2-、Cl-、K+、Ca2+BB2.下列各組元素中，按最高正價由高到