人教版第四章第二节 元素性质的周期性变化规律(共47张PPT)
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元素性质的周期性变化规律课件-高一上学期化学人教版(2019)必修第一册
AlCl3溶液
NaOH溶液
Al(OH)3+ OH－ = AlO2－ + 2H2O
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+ 白色絮状沉淀
两性氢氧化物：与酸、碱都反应，生成盐和水的氢氧化物
分组实验：向氯化镁溶液中加入氨水，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。
氨水 MgCl2溶液
HCl溶液 NaOH溶液
Mg2+ + 2NH3·H2O = Mg(OH)2↓+ 2NH4+ 白色絮状沉淀
MgCl2+ 2H+ = Mg2+ + 2H2O 不反应
◕活动二、探究Na、Mg、Al金属性强弱——NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
Na
Mg
Al
最高价氧化 物对应的水
(× )
(5)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。
(× )
[解析]第三周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。
2.下图表示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( B ) A.电子层数 B.最外层电子数 C.最高化合价 D.原子半径
3.如图为周期表中短周期的一部分。已知a原子的最外层电子数是电子总数的三分之一, 下列说法中正确的是( C ) A.a的最高价氧化物对应水化物有两性 B.b与d组成的化合物不能与水反应 C.c的单质能与强碱反应生成两种盐 D.非金属性:c>d>b>a
原子序数
电子层数
最外层电子数
一
1~2
1
1 →2
二
《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4.2.1元素性质的周期性变化规律(共23张ppt)
实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管中加入2 mL 1 mol/L MgCl2溶 液，然后滴加氨水，
向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，边滴加边
振荡
直到不再产生白色
白色沉淀溶解，溶液变澄清。
发生反应的离子方程式为 _M__g_(_O_H__)2_＋__2_H__＋_=_=_=_M__g_2_＋__ _＋__2_H__2O__
结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐__增__强__
3.同周期元素性质的递变规律 ――同―一―周―期―从―左―到―右―，――金N―属a―M性―g逐―A渐l―S_―i减_P_―弱_S_―_C，―l ―非―金―属―性―逐―渐―_―增__―强__―_→
4．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变化。元素的性质 包括__原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属__性__和_非__金__属__性___等。
小结
物质的性质
单质与H2反应
氢化物 HX
稳定性 还原性
置换反应
最高价氧化物的水化物的酸性
F 无正价，无含氧酸。
递变规律(F2→I2) 越来越难
HF>HCl>HBr>HI F－＜Cl－＜Br－＜I－
Cl2>Br2>I2（F2遇水就反应） HC+7lO4＞HBrO4＞HIO4
高氯酸
同主族 ＋ |最低负价|＝8 （O、F、金属除外）
氢化物及其最高价含氧酸的关系
氢化物 最高价氧化物 对应的水化物
ⅣA RH4
H2RO3
ⅤA RH3
H3RO4或HRO3
ⅥA H2R
H2RO4
ⅦA HR
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
4.2.2 元素性质的周期性变化规律 教学课件(共23张PPT) —高中化学人教版(2019)必修一
可以在过渡元素中寻找催化剂或耐腐蚀、耐高温材料
→ 过渡元素
元素周期表和元素周期律的应用
元素周期表中的一些特殊规律 1.各周期元素种数(分别为2、8、8、18、18、32、32)。 2.稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86、118)和所在周期(分 别在一到七周期)。 3.同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。 4.同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。
元素周期表和元素周期律的应用
1.预测未知元素的性质。 依据：同主族元素性质的递变规律。 如根据卤族元素的性质递变规律，可推知At2应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 2.比较元素的性质。 依据：元素周期律。
元素周期表和元素周期律的应用
如比较H2SO4和H2SeO4的酸性强弱，因为S、Se同主族，从上至下，元素的非金属 性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。 3.解释实验现象：如氟气通入氯化钠溶液中，不是置换出氯气，而是与水发生剧 烈反应，由元素非金属性的递变规律知氟元素的非金属性最强，氟气是氧化性最 强的非金属单质。 4.寻找新材料：如在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料。
元素在周期表中的分布及性质规律
已知X、Y为周期表中相邻的两元素,且它们的最高价氧化物对应水化物的 酸性强弱为X>Y,能否确定它们的相对位置?
可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定 非金属性为X>Y,所以如果它们位于同周期,则X在Y的右面;如果它们位于同 主族,则X在Y的上面。
元素中在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和性质。在认识了元素 周期律之后，可以根据元素周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研 究元素性质的变化规律。
→ 过渡元素
元素周期表和元素周期律的应用
元素周期表中的一些特殊规律 1.各周期元素种数(分别为2、8、8、18、18、32、32)。 2.稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86、118)和所在周期(分 别在一到七周期)。 3.同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等各种情况)。 4.同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素原子序数差值(有1、11、25等情况)。
元素周期表和元素周期律的应用
1.预测未知元素的性质。 依据：同主族元素性质的递变规律。 如根据卤族元素的性质递变规律，可推知At2应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 2.比较元素的性质。 依据：元素周期律。
元素周期表和元素周期律的应用
如比较H2SO4和H2SeO4的酸性强弱，因为S、Se同主族，从上至下，元素的非金属 性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。 3.解释实验现象：如氟气通入氯化钠溶液中，不是置换出氯气，而是与水发生剧 烈反应，由元素非金属性的递变规律知氟元素的非金属性最强，氟气是氧化性最 强的非金属单质。 4.寻找新材料：如在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料。
元素在周期表中的分布及性质规律
已知X、Y为周期表中相邻的两元素,且它们的最高价氧化物对应水化物的 酸性强弱为X>Y,能否确定它们的相对位置?
可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定 非金属性为X>Y,所以如果它们位于同周期,则X在Y的右面;如果它们位于同 主族,则X在Y的上面。
元素中在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和性质。在认识了元素 周期律之后，可以根据元素周期表中的位置推测其原子结构和性质，并研 究元素性质的变化规律。
元素性质的周期性变化规律 课件 2023-2024学年高一上学期化学人教版(2019)必修第一册
例8 ［2018·天津卷］下列有关物质性质的比较， 结论正确的是 （ ） A.溶解度：Na2CO3<NaHCO3 B.热稳定性：HCl<PH3 C.沸点：C2H5SH<C2H5OH D.碱性：LiOH<Be(OH)2
解析：A错，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3。 B错，同周期由左向右非金属元素的气态氢化物的稳定性 逐渐增强，所以稳定性应该是HCl>PH3。 D错，同周期由左向右最高价氧化物对应水化物的碱性逐 渐减弱，所以碱性应该是LiOH>Be(OH)2。 答案：C
例5 下列粒子半径比较中，正确的是（ ） A. Na+<Mg2+<Al3+<K+ B. B. S2->Cl->K+>Ca2+ C. Na>K>Ca>Mg D. F->Li+>Na+>S2-
解析：电子层数越多半径越大；电子层数相同的微粒，核电荷 数越大半径越小；核电荷数相同时，电子数越多半径越大。 A错，K+核外有3个电子层，Al3+、Mg2+、Na+均有2个电子 层，且原子序数Na<Mg<Al，故离子半径 Al3+<Mg2+<Na+<K+。 B对，四种离子电子层结构相同，原子序数S<Cl<K<Ca，故 离子半径S2->Cl->K+<Ca2+。 C错，K、Ca核外有3个电子层，且原子序数K<Ca，Na、Mg 核外有2个电子层，且原子序数Na<Mg，故原子半径 K>Ca>Na>Mg。 D错，S2-核外有3个电子层，F-、Na+核外有2个电子层且原子 序数F<Na，Li+核外有1个电子层，故离子半径S2->F>Na+>Li+。 答案：B
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。
2020-2021学年人教版新教材必修第一册 第4章第2节 元素周期律(第1课时) 课件(53张)
________、________、____________、____________。
新知预习 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 序数 层数
最外层 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
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
__2___
___1_～__8__
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变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是原子的___核__外__电__子__排__布___的周期 性变化的必然结果。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(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
与氢气反应
由难到易的顺序为_______S_i<_P__<_S_<_C_l_______
最高价氧化 物对应的水 化物的酸性
结论
H2SiO3： 弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强 HClO4：强
酸
酸
酸性：____H__C_l_O_4_＞__H_2_S_O__4＞__H__3_P_O_4_＞__H__2S_i_O_3______
6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周
期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有
(C )
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2 B．稳定性：H2O＞H2S＞H2Se C．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4 D．原子半径：P＞S＞Cl
解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。
课堂素能探究
知识点 一
新知预习 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 序数 层数
最外层 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
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
__2___
___1_～__8__
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变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是原子的___核__外__电__子__排__布___的周期 性变化的必然结果。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(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
与氢气反应
由难到易的顺序为_______S_i<_P__<_S_<_C_l_______
最高价氧化 物对应的水 化物的酸性
结论
H2SiO3： 弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强 HClO4：强
酸
酸
酸性：____H__C_l_O_4_＞__H_2_S_O__4＞__H__3_P_O_4_＞__H__2S_i_O_3______
6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周
期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有
(C )
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2 B．稳定性：H2O＞H2S＞H2Se C．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4 D．原子半径：P＞S＞Cl
解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。
课堂素能探究
知识点 一
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(3)总结原子核外电子排布的周期性变化规律。 答案：同一周期从左到右，随着原子序数的递增，元 素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性的变化 (第一周期除外)。
2．原子半径的周期性变化 请用原子序数为横坐标，元素原子半径为纵坐标，分 别在坐标系中绘出第二周期和第三周期元素原子半径 随原子序数变化的关系图，并总结变化规律。 答案：
[落实新知能] 1．元素金属性、非金属性的递变规律
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周 期性的变化。同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减 弱，非金属性逐渐增强。微观解释：同一周期元素从左 到右，由于原子半径逐渐减小，而核电荷数逐渐增大， 原子核对最外层电子吸引能力增强，导致失电子的能力 逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减 弱，非金属性逐渐增强。
规律：同一周期从左到右，随着原子序数的递增，元素 的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
[落实新知能] 1．同一周期，电子层数相同，从左到右，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，失电子 能力减弱，而得电子能力增强。 2．同一主族，最外层电子数相同，从上到下，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。
依 据
最高价氧 化物对应
H2SiO3 弱酸
水化物及
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 强酸(酸性比
H2SO4强)
其酸性 酸性：HClO4__>_H2SO4__>_H3PO4_>_H2SiO3
结 论
硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐_增__强__
(3)同周期元素性质递变规律
3．元素周期律 元素的性质随着 原子序数 的递增而呈周期性的变化。 其实质是元素原子的_核__外__电__子__排_布__周期性变化的必然结果。
[学考层级]
[自学新教材] 阅读教材，回答下列问题： 1．元素主要化合价的变化规律 (1)完成表格：
周期序数 1 2
3
原子序数 化合价(最高价、最低价)的变化
1～2
＋1→0
3～10
最高正价：_＋__1_→__＋__5_， 最低负价：_－__4_→__－__1_
11～18
最高正价：_＋__1_→__＋__7_， 最低负价：_－__4_→__－__1_
(3)第三周期元素的最高正化合价为＋7，为什么第二周期元素 的最高正价为＋5价？ 如何理解元素化合价的周期性变化？ 答案：第三周期元素的最外层电子数最多为7个，故最 高正化合价为＋7；第二周期中的氧和氟元素最外层电 子数多、原子半径小，原子核对外层电子吸引能力很 强，不能失去电子，故氧元素、氟元素无最高正价。
[学考层级]
[自学新教材] 阅读教材，回答下列问题： 1．元素原子核外电子排布的周期性变化 (1)根据1～18号元素的核外电子排布找出规律，完成下表。
原子序数 1～2 3～10 11～18
电子层数 _1__ _2__ _3__
最外层电子数 _1_～__2_ _1_～__8_ _1_～__8_
(2)请以原子序数为横坐标，元素最外层电子数为纵坐标， 在坐标系中绘出二者变化关系图。 答案：
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
[新教材内容有哪些]
[新课程标准是什么] 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，建构元素周期律。 2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了
解同周期主族元素性质的递变规律。
新知探究(一) 元素原子结构的周期性变化
(2)请以原子序数为横坐标，元素最高正价和最低负价为纵坐 标，在坐标系中绘出 1～17 号元素化合价随原子序数变化 的关系图，并总结变化规律。 答案：
规律：①随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 周期性变化，即同一周期元素的最高正化合价呈现＋ 1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。 ②元素的最高正价数值上等于该元素原子的最外层电子 数，随元素原子序数的递增，最外层电子数增多，最高 化合价的数值增大；最低负价的绝对值与最外层电子数 之和等于8。
2．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠、镁、铝金属性的递变规律
Na
Mg
Al
与冷水 与沸水 常温或加热下遇 与水反应 _剧__烈__反__应__ _缓__慢__反__应_ 水无明显现象
判断 与酸反应
依据 最高价氧化
物对应水化
物及其碱性
与酸反应 极为迅速
NaOH _强__碱__
与酸反应 _剧__烈__
[演练新学考]
1．(2018·北京学考)下列元素中，原子半径最大的是
A．Na
B．Mg
()
C．Al
D．Si
解析：同一周期，从左到右，核电荷数越大，原子半径
逐渐减小。
答案：A
2．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是
Mg(OH)2 中__强__碱__
与酸反应较快
Al(OH)3 _两__性__氢__氧__化__物__
结论
Na、Mg、Al的金属性逐渐_减__弱__
(2)硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律
Si
P
S
Cl
与氢气
高温 磷蒸气与 加热 氢气反应
光照或点燃
判 化合 断
由易到难的顺序是_C__l、__S__、__P_、__S_i_
()
A．1.10×10－10m
B．0.80×10－10m
C．1.20×10－10m
D．0.70×10－10m
解析：同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，则原
子半径：Si＞P＞S，即P的原子半径介于1.02×10－10m
和1.17×10－10m之间。 答案：A
3．元素X形成的离子与钙离子的核外电子排布相同，且X
2．元素单质或化合物的递变性质
项目
金属单质与水或酸
置换出H2的难易
最高价氧化物
酸性
对应水化物
碱性
非金属气态 氢化物
的离子半径小于－2价硫离子的半径。X元素为( )
A．Al
B．P
C．Ar
D．K
解析：Al3＋与Ca2＋的核外电子排布不同，A错误；磷元素
形成的离子半径大于S2－的半径，B错误；Ar原子与Ca2＋
的核外电子排布相同，C错误；K＋与Ca2＋的核外电子排
布相同，且其半径小于S2－的半径，D正确。 答案：D
新知探究(二) 元素性质的周期性变化