《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
化学人教版(2019)必修第一册4.2元素性质的周期性变化规律(共17张ppt)
【探究】第三周期元素性质的递变——P109
理论分析：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变化规律么？
Na
Mg
Al Si
P
S
Cl Ar
同周期左到右：电子层数同，原子半径↘
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 )
同主族从上到下，元素的最高正价和最低负价相同。
规律3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。
【知识补充】 元素化合价与最外层电子数的关系
最高化合价 +1 最低化合价
+2 +3 +4 +5 +6 +7 －4 －3 －2 －1
总结 ①元素最高正价 == 原子最外层电子数=族序数 元素最低负价 == 原子最外层电子数—8
单质 Na Mg Al
与水反应条件 与冷水反应 与热水反应 不与水反应
剧烈程度 剧烈 较剧烈 剧烈
颜色 红色
越左钠下>角结镁越论 >强铝
红色较浅
同周期，从左往右，
第二周期 Li Be B C N O F Ne
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64 —
第三周期 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99 —
*稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性故没有列出。
【学习任务二】同周期原子半径律
同主族从上到下，原子半径 递增 。 同周期从左到右，原子半径 递减 。 规律2：随着核电荷数的递增， 元素原子半径呈现周期性变化 （稀有气体元素除外）
第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律 课件 【新教材】人教版高中化学必修1PPT完美课件(共71张)
双 基
自
达
主
预 习
性
性逐渐减弱
·
标 随
堂
关 键
气态氢化物的稳定
检 测
能 力
核
性质 性、还原性
稳定性逐渐增强、还原性逐渐减弱
课
心 突
时
破
最高价氧化物对应
分
学
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
科 素
的水化物的酸碱性
层 作 业
养
应
用
养
返
成
首
页
·
32
·
·
必
备 知 识
(3)Na 、 Mg 、 Al
与
H2O
或酸反应的难易程度为由易到难。
课 时
破
分
( )层
学 科 素 养
(4)HClO、H2SO3、H3PO4、H2SiO3 的酸性依次减弱。 (
作
)业
应 用
[答案] (1)× (2)× (3)√ (4)×
养
返
成
首
页
·
23
·
·
必
备
知 识
2．元素性质呈周期性变化的决定因素是( )
用
养
返
成
首
页
·
6
·
·
必
备
知 识
2.原子半径的变化规律
双 基
自
达
主 预
3～10 号
习
·
标 随
Li Be B C N O F Ne
堂
关
元素
键
检 测
能
力
核 心
原子半径 152 89
82
77
人教版高中化学必修一 《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时元素性质的周期性变化规律)
实验操作
实验现象
实验结论及 化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，钠与冷水反应剧烈。 四处游动，有“嘶嘶” 化学方程式为 的响声，向反应完后的 __2_N_a_＋__2_H__2O__=_=_=___ 溶液加酚酞，溶液变红 __2_N_a_O__H_＋__H__2↑_____
第十四页，共四十页。
实验操作
第十六页，共四十页。
实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管加入
向一支试管中 白色沉淀溶解，溶液变澄
2mL1mol/LMgCl2 溶液，然后滴加氨
水，直到不再产生
滴加 2mol/L 盐 清。离子方程式为
酸，边滴加边振 __M__g_(_O__H_)_2＋__2_H__＋_____
荡
__=_=_=__M__g_2＋_＋__2_H__2O_____
结论
Si、P、S、Cl 的非金属性逐渐_增__强__
第十八页，共四十页。
3.元素周期律 (1)元素性质与原子结构的关系 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，但从左到右， 核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱， 得电子能力逐渐增强。因此，金属性逐渐__减_弱__，非金属性逐渐 __增__强_。
人教版高中化学必修一 《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时元 素性质的周期性变化规律)
科 目：化学
适用版本：人教版
适用范围：【教师教学】
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
第一页，共四十页。
第四章 物质结构 元素周期律
课程标准
核心素养
1. 宏观辨识与微观探析：能从
1.结合有关数据和实验事实认 原子结构视角说明元素的性质
化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共17张ppt)
思考交流
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。
2、元素的最高正价和最低负价如何确定？随着原子序数的递增，C、N、 O、F的最高正化合价依次递增吗？
最高正价＝主族序数＝最外层电子数 最低负价＝最高正价－8 金属没有正价，O没有最高正价、F没有正价。H的最高价为＋1，
C. P、Al 、 Si
D. C、Si、P
B）
2．比较下列粒子半径的大小： A．Na＋、Mg2＋、Al3＋、K+
K+>Na＋>Mg2＋>Al3＋
B．Ca2＋、S2－、Cl－、K＋ S2－>Cl－>K＋>Ca2＋
3、试比较下列微粒的半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg___＜___Ca___＜___K； Mg ＞ Mg2+；Cl ＜ (2)Fe3＋__＜____Fe2＋__＜____Fe； (3)S2－__＞____Cl－_＞_____Na＋__＞____Mg2＋。
最低价为－1；
核电荷数 电子层数
1、一看“电子层数” 电子层数越多，原子半径越大；
2、二看“核电荷数” 电子层数相同，核电荷数越大， 原子半径越小；
3、三看“最外层电子数” 电子层数和核电荷数都相同， 核外电子越多，半径越大；
1.下列元素的原子半径依次减小的是（
A. Al、Mg、 Na
B. N、O、F
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第一课时 元素性质的周期性变化规律
核心素养
1．结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高价和最 低价、原子半径随元素原子序数递增而呈周期性变化规律。
高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件
活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 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?
第 三 周 期 元 素 电 子 层 数 _相__同__ ， 由 左 向 右 元 素 的 原 子 最 外 层 电 子 数 _逐___渐__增__加_，原子半径依次__减__小_，失电子的能力依次__减___弱，得电子的能力 依次____增_，强
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据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，认识元素周期 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。
元素性质的周期性变化规律-PPT课件
四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“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。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“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。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律-PPT标准课件
栏目导航
粒子半径大小的比较——“四同”规律
1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期，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)。
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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＋)。
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3.元素主要化合价的变化规律
原子序数
主要化合价的变化
1～2
＋1―→0
3～10 ＋1―→_＋__5___ __－__4___―→－1―→0
11～18 ＋1―→_＋__7___ __－__4__―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
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二、探究第三周期元素性质的递变规律
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(3)元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_________，元 素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。
[答案] (1)减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核 对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小 (2)相同 增大 (3) 减弱 增强 减弱 增强
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B [A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金 属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依 据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强 弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合，根据非金属单质 与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。]
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粒子半径大小的比较——“四同”规律
1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期，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)。
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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＋)。
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3.元素主要化合价的变化规律
原子序数
主要化合价的变化
1～2
＋1―→0
3～10 ＋1―→_＋__5___ __－__4___―→－1―→0
11～18 ＋1―→_＋__7___ __－__4__―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
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二、探究第三周期元素性质的递变规律
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(3)元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_________，元 素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。
[答案] (1)减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核 对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小 (2)相同 增大 (3) 减弱 增强 减弱 增强
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B [A项符合金属与水反应判断金属性强弱的依据；因Na的金 属性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依 据；C项中根据H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强 弱可以推知硫的非金属性比碳强；D项所述符合，根据非金属单质 与H2反应难易程度判断非金属性强弱的依据。]
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元素周期律-ppt课件
锶
钇
5= 4d+5
85.47 87.62 88.91
40 Zr
锆 4 df5 s 91.22
41 Nb 铌 4d5
92.91
42 Mo
钼 4d²5s 95.95
43 Tc 44 Ru
锝
钉
4d*5s 4d²Sk
98 101.1
45 Rh
铑 4d5g 1029
P 靶
4d 106.4
47 Ag 银 4d5
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
高中化学
归纳提升
周期
1 2 3 4 5 6 7
族
IA IA ⅢA IVA VA VIA VIIA
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
元素周期律(第二课时)
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
原
金属性
化
子 半 径
非金属性 (得失电子能力)
合 价
得失电子的趋势
高中化学
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
实际应用
硅芯片
高中化学
实际应用
精选 《元素周期律》精品完整教学课件PPT
• r(Li)<r(Na)<r(K)<r (Rb)<r(Cs)
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：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。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：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。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
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②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_OH__=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2_+_2_H_2O_
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
镁
____加__热_前__,_镁__条_表__面__附__着_了__ ____少__量__无_色__气__泡_,_加__热__至__沸_腾__ ____后__,有__较__多__的_无__色__气__泡_冒__ ____出__,_滴_加__酚__酞__溶_液__变__为__粉_红__ _色__ __Mg_+_2_H_2O___==_△==_=__ ___Mg_(_O_H_)_2↓__+_H_2↑__
反应 原理 结论
钠
___钠__熔__成_小__球__,_浮__于_水__ ___面__,_四__处_游__动__,_有__“_嘶__ ___嘶__”__的_响__声__,_反__应_后__ ___溶__液_加__酚__酞__变_红__
__2_N_a_+_2_H_2O__=_=_==_ __2_N_a_OH_+_H_2_↑_
离子的氧化性、增强,
减弱,
性 还原性
阴离子还原性逐渐 阴离子还原性逐渐
质
减弱
增强
气态氢化物的 稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
项目
同周期(左→右)
最高价氧化 性 物对应的水 碱性逐渐减弱, 质 化物的酸碱 酸性逐渐增强
原子 序数
11～ 18
结论
电子 最外层 层数 电子数
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
最高或最 低化合价 的变化
_3_
_1_～__8_
由_大__到_小__
-_4___+_→1_→_-_1__+_→7___0
随_原_着_子_原__半子__径序__、数__化的__递_合_增_价_,_都元__呈素__原_周_子_期_的_性___变____化_核__外__电___子__排_ 布、
钠、镁均能与水反应,钠比镁活泼,金属性:Na>Mg。
2.两性氢氧化物
(1)概念:既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐
和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
产生白色沉淀
①向AlCl3溶液中加入过量氨水,现象:__________+_3_N_H_3·__H_2_O__=_=_=_=__3_N_H_4C_l_+_A_l_(_O_H_)__3↓__。
最高价氧化 物对应的水 化物的酸性
H2SiO3: 弱酸
H3PO4: 中强酸
H2SO4: HClO4: 强酸 强酸
Si
P
S
Cl
判 最高价氧
断 依
化物对应 的水化物
酸性:_H_C__l_O_4_>_H_2_S_O_4_>_H_3_P_O_4_>_H_2_SiO3
据 的酸性
结论
_S_i_、___P_、__S_、__C_l__的__非__金__属__性___逐__渐__增_ 强
(2)铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀,为什么? 提示:氧化铝具有两性,能与酸性或碱性食物缓慢反应, 使氧化铝失去保护作用。
4.Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
Si
P
S
Cl
与氢气反应
高温
磷蒸气与氢 气能反应
加热
光照 或点燃
判 断
由难到易的顺序为___S_i_<_P_<__S_<Cl
依 据
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
-_4_+___→1_→_-_1__+_→5___0
逐渐增大
项目
同周期(左→右) 同主族(上→下)
化合价 性
最高正化合价由 +1→+7(O、F除外)
相同,最高正化合价 =主族序数(O、F除 外)
质
元素的金属 性和非金属 性
金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强, 非金属性逐渐减弱
项目
同周期(左→右) 同主族(上→下)
阳离子氧化性逐渐 阳离子氧化性逐渐
5.同周期元素性质递变规律
【做一做】在第三周期元素中,除稀有气体元素外: (1)金属性最强的元素是_N_a_(填元素符号); (2)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是_H_C_l_O_4 (用化
学式回答,下同); (3)氧化物中具有两性的是_A_l_2_O_3 。
三、元素周期律
1.内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的
【巧判断】 (1)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。
() 提示:×。氧元素没有最高正化合价(+6),氟元素没有正化合价。 (2)第三周期中原子半径最小的元素是Ar。 ( ) 提示:×。第三周期中原子半径最小的元素是Cl。
二、第三周期元素性质的递变
1.钠、镁与水的反应
钠
镁
实验 操作
实验 现象
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
Mg(OH)2 中强碱(属 于弱碱)
Al(OH)3 两性氢氧化物