元素周期律課件高一上學(xué)期化學(xué)人教版2

物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

第二節(jié)元素周期律

第一課時(shí)

元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律人教版必修第一冊(cè)本節(jié)重點(diǎn)

認(rèn)識(shí)原子核外電子排布、化合價(jià)、原子半徑等隨元素原子序數(shù)遞增而呈周期性變化的規(guī)律。本節(jié)難點(diǎn)

基于元素“位置—結(jié)構(gòu)—性質(zhì)”認(rèn)識(shí)元素性質(zhì)，基于“結(jié)構(gòu)—性質(zhì)—用途”認(rèn)識(shí)物質(zhì)性質(zhì)，基于元素性質(zhì)遞變的本質(zhì)原因認(rèn)識(shí)物質(zhì)世界學(xué)習(xí)目標(biāo)

通過對(duì)堿金屬元素、鹵素的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的研究，我們已經(jīng)知道元素周期表中同主族元素的性質(zhì)有著相似性和遞變性。那么，同一周期元素的性質(zhì)又有什么變化規(guī)律？新課導(dǎo)入知識(shí)回顧同族元素，最外層電子數(shù)相同，元素性質(zhì)相似結(jié)構(gòu):電子層數(shù)增加原子半徑增大核對(duì)最外層電子的吸引減弱性質(zhì):失電子能力增強(qiáng)金屬性、還原性增強(qiáng)得電子能力減弱非金屬性、氧化性減弱一、元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律周期表的左下方是

性最強(qiáng)的元素，是

元素(放射性元素除外)；右上方是

性最強(qiáng)的元素，是

元素；最后一個(gè)縱行是

元素。金屬銫非金屬氟0族族周期ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

01234567增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)Al

Si教師點(diǎn)撥教師點(diǎn)撥判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)（1）一般情況下，元素的金屬性強(qiáng)弱：①

其單質(zhì)與水(或酸)反應(yīng)置換出氫的難易程度；②

它們的最高價(jià)氧化物的水化物——?dú)溲趸锏膲A性強(qiáng)弱來(lái)判斷；

③

活潑金屬置換不活潑金屬；④

金屬陽(yáng)離子的氧化性越強(qiáng)，則對(duì)應(yīng)金屬元素的金屬性越弱；⑤

同一周期（除稀有氣體），金屬元素越靠前，其金屬性越強(qiáng)；同一主族，金屬元素越靠下，其金屬性越強(qiáng)。金屬性強(qiáng)弱的比較，關(guān)鍵是比較原子失去電子的難易教師點(diǎn)撥判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)（2）一般情況下，非元素的金屬性強(qiáng)弱：①

其最高價(jià)氧化物的水化物的酸性強(qiáng)弱；②

與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易程度；③

氫化物的穩(wěn)定性來(lái)判斷；④

活潑非金屬置換不活潑非金屬；⑤同一周期（除稀有氣體外），非金屬元素越靠右，其非金屬越強(qiáng)；同一主族，非金屬元素越靠上，其非金屬性越強(qiáng)。非金屬性強(qiáng)弱的比較，關(guān)鍵是比較原子得到電子的難易教師點(diǎn)撥最外層電子數(shù)電子層數(shù)核電荷數(shù)原子半徑原子結(jié)構(gòu)相似性遞變性元素性質(zhì)周期表位置決定反映“位置—結(jié)構(gòu)—性質(zhì)”模型核電荷數(shù)=核外電子數(shù)化合價(jià)原子半徑金屬性/非金屬性a．原子核對(duì)最外層電子的引力決定得失電子的能力，決定金屬性、非金屬性的強(qiáng)弱b．主族元素的最外層電子數(shù)決定化合價(jià)c．電子層數(shù)、核電荷數(shù)決定原子半徑教師點(diǎn)撥1～18號(hào)元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律--最外層電子數(shù)周期序號(hào)原子序數(shù)電子層數(shù)最外層電子數(shù)結(jié)論第一周期1→211→2同周期由左向右元素的原子最外層電子數(shù)逐漸增加(1→8)第二周期3→10第三周期11→18規(guī)律①：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的____________________________1→81→8核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化23相同點(diǎn)不同點(diǎn)同周期從左到右①、核電荷數(shù)依次增大②、最外層電子數(shù)依次增多電子層數(shù)相同教師點(diǎn)撥②

同周期元素從左到右，原子半徑大小有什么變化規(guī)律？①Li和Na相比，誰(shuí)的原子半徑大？周期序數(shù)越大→電子層數(shù)越多→原子半徑越大規(guī)律②：核電荷數(shù)增大→對(duì)電子吸引能力增大→原子半徑收縮③

每周期內(nèi)，原子半徑最大的原子?

稀有氣體原子（原子半徑從左至右依次減小，但到稀有氣體時(shí)反常膨脹）不考慮稀有氣體時(shí)，為第ⅠA族原子1～18號(hào)元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律--原子半徑同周期：序大徑?。煌髯澹盒虼髲酱蠼處燑c(diǎn)撥不同種元素的微粒半徑比較（1）同周期的主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)（2）同主族元素的原子半徑，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)（3）不同周期、不同主族元素原子半徑大小的比較（找參照元素）例：比較S與F的原子半徑大小

r(F)<r(O)r(O)<r(S)

r(F)<r(S)r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)（5）同周期元素形成的離子，陰離子半徑大于陽(yáng)離子（4）電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，原子序數(shù)越大，其離子半徑越小教師點(diǎn)撥①.如何比較原子半徑？一看：電子層（注意例外：Li、S、Cl）二看：核電荷②.如何比較離子半徑？畫離子結(jié)構(gòu)，一看電子層，二看核電荷1.首先看層，層少半徑小r(F)r(Cl)r(Br)r(I)2.層同看核(核電荷數(shù)),核大半徑小r(N3-)r(O2-)r(Na+)r(Mg2+)3.核同看價(jià)，價(jià)高半徑?。?yáng)離子<中性原子<陰離子）r(Cl)r(Cl-)＜＜＜＞＞＞＜2.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小1.帶相同電荷的離子,電子層數(shù)越多,半徑越大教師點(diǎn)撥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-最外層電子相同；硫的電子層數(shù)多電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)依次增大核外電子排布相同，核電荷數(shù)依次增大電子層數(shù)不同，核電荷數(shù)相同核電荷數(shù)電、電子層數(shù)均相同，最外層電子不同①同主族：序大徑大②同周期：序大徑?、弁兀簝r(jià)高徑小④同結(jié)構(gòu)：價(jià)高徑小電子層數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)教師點(diǎn)撥規(guī)律③：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的主要化合價(jià)呈周期性變化1～18號(hào)元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律--主要化合價(jià)(1)最高正價(jià)＝主族的序號(hào)＝最外層電子數(shù)(O、F除外)(2)︱最低負(fù)價(jià)︱＋︱最高正價(jià)︱＝8(H、O、F除外)(3)特殊記：金屬無(wú)負(fù)價(jià)，氟無(wú)正價(jià)，氧無(wú)最高正價(jià)H=＋1，0，－1；O無(wú)最高正化合價(jià)，+2，－2；F無(wú)正化合價(jià)，最低價(jià)為－10族課堂小結(jié)