元素性质的递变规律

元素性质的递变规律
──元素周期表（第二课时）
上海市实验学校 陈 罡
【教学目标】
1、掌握同周期、同主族元素性质的递变规律；
2、运用原子结构理论解释元素性质递变规律。
3、了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系、初步学会运
用周期表。
【教学重点】元素性质递变规律
【教学难点】原子结构与元素性质递变之间的联系
【教学过程】
〖复习〗
元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）
〖引入提问〗
 试以碱金属元素和卤素为例说明同一主族元素从上到下金属性和非
金属性变化有何规律？
〖小结〗由上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
 试从原子结构来解释为什么有这样的变化规律。
〖分析〗同一主族元素，由上而下，电子层数（n）增多，原子半径（r）
增大，核对最外层电子吸引能力（F）减弱，失电子的能力逐渐增强，元素的
金属性逐渐增强；得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
〖小结〗n → r → F → 金属性
〖承启〗同一周期元素从左到右元素性质如何变化？
〖实验1〗放少许镁粉于试管中，加3mL水，滴入酚酞试液。加热至沸，
观察实验现象。
现象：镁与冷水不反应，滴入酚酞试液不变色。 加热后镁与沸水反应，
产生气泡，溶液变红色。
反应：Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑
结论：镁的金属活动比钠弱 。
〖提问〗你估计铝的金属活动性比镁强还是比镁弱？
〖实验2〗取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL 1mol/L盐酸反应，
观察实验现象。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应较剧烈。
反应：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2↑
结论：镁的金属活动性比铝强。
〖小结〗
钠与冷水反应，镁与沸水反应。
钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓

NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是弱碱，（进一步实验可以证明）Al(OH)3是两
性氢氧化物。

金属性强弱顺序：Na > Mg > Al
〖投影〗元素的金属性和非金属性强弱的判断依据
元素单质与水反应的难易 （易～强）

〖介绍〗元素金属性 元素单质与酸反应的难易 （易～强）
元素最高价氧化物的水化物（氢氧化物）
的碱性强弱 （强～强）

元素最高价氧化物的水化物 （含氧酸）的
酸性强弱 （强～强）
元素非金属性 元素单质与氢气反应的难易 （易～强）
气态氢化物的稳定性 （稳定～强）

〖比较〗H4SiO4、H3PO4、H2SO4、HClO4 酸性强弱。
〖承启〗同一周期元素从左到右核电荷数增加，为什么元素的金属性没
有象同主族元素那样随核电荷数增加而增强？
〖阅读〗教材 P158
〖引导归纳〗同周期元素，从左到右，核电荷数增加，核对最外层电子
吸引能力增强，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐
减弱；得电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
〖小结〗n → r → F → 非金属性
〖总结〗原子半径增大，元素的金属性增强；原子半径减小，元素的非
金属性逐渐增强。
 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
 用原子结构观点解释：同周期元素，从左到右→电子层数相同，核电
荷数增多→原子半径减小→ 失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐
增强。
〖提问〗在元素周期表找出非金属性最强的非金属元素和自然界存在的
金属性最强的金属元素。
〖归纳〗元素金属性与非金属性的递变

ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0
1
2
B

3
Al Si

4
Ge As

5
Sb Te

6
Po At

7
〖练习〗
1．用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数，
D 最外层电子数，E 电子层数填写下列各空：
⑴ 原子种类由 决定；
⑵ 元素种类由 决定；
⑶ 元素同位素由 决定；
⑷ 元素在周期表中的位置由 决定；
⑸ 元素的原子半径由 决定；
⑹ 元素主要化合价由 决定；
⑺ 元素的化学性质主要由 决定；
⑻ 价电子通常是指 。
【作业】一课一练 58-59页