《元素性质的周期性变化规律》精品课件.pptx
《元素性质的周期性变化规律》;
素养要求
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，认识元素周期律并理解其实质。
2．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，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。;夯基提能·一遍过;分点突破一原子结构的周期性变化
1．原子核外电子排布的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。;2．元素原子半径的周期性变化
规律：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。;
特别提醒影响原子半径大小的因素
①电子层数：一般电子层数越多，原子半径越大。
②核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小。
③核外电子数：电子数增多，增加了核外电子间的相互排斥作用，使原子半径有增大的趋势。;3．元素主要化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，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。;
特别提醒主族元素主要化合价的确定方法
(1)最高正价＝主族的序号＝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)。
(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2，无最高正价；F无正化合价，最低价为－1。;[即学即练]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)第二周期元素中原子半径最小的原子是氟。()
(2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。()
(3)短周期元素中原子半径最小的是氢。()
(4)从原子序数11依次增加到17，原子电子层数不变。()
(5)从原子序数11依次增加到17，原子半径逐渐增大。();2．下列叙述正确的是()
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．随着元素原子序数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素的最高正化合价从＋1到＋7，最低负化合价从－7到－1重复出现
D．电子层数越多，微粒半径越大;
解析：A项，第一周期元素的最外层电子数是从1到2；C项，O无最高正价，F无正价，最低负化合价是从－4开始出现；D项，电子层数：SLi，但原子半径：LiS，只有当最外层电子数相同时，才满足电子层数越多，微粒半径越大。;3．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是()
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C．N、O、F最高正化合价依次增大
D．Na、K、Rb的电子层数依次增多;分点突破二同周期元素性质的递变规律
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．第三周期元素原子的电子层数________，由左向右元素的原子最外层电子数________，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________。;2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律
(1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究
①原理：金属与水反应置换出H2的难易。
②实验操作：;③现象：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________色。
④结论：镁与________几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为________________________。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na________Mg。;(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究;(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性;3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律;4.同周期元素性质递变规律
同一周期从左到右，元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。
特别提醒不能用来判断元素的金属性或非金属性强弱的依据：
(1)原子失去或得到电子数目的多少。
(2)单质的熔点或氢化物的沸点等物理性质。
(3)非最高价含氧酸的酸性。
(4)氢化物水溶液的酸性。
(5)非金属单质作还原剂的置换反应。
5．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元素原子的____________周期性变化的必然结果。;[即学即练]
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应。()
(2)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：ClC。()
(3)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性。()
(4)元素的非金属性越强，其氧化物对应的水化物酸性越强。()
(5)P