人教版第二节元素性质的周期性变化规律
2020-2021学年高中化学新人教版必修第一册 第4章 第2节 课时1 元素性质的周期性变化规律
第二节元素周期律课时1元素性质的周期性变化规律发展目标体系构建1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布，元素的化合价，原子半径的周期性变化规律，培养学生“证据推理与科学探究”的核心素养。
2．以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性的周期性变化规律，培养学生“实验探究与模型认知”的核心素养。
一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～2 1 1→2 23～10 2 1→8 811～18 3 1→8 8结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化3～10号元素Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm152 89 82 77 75 74 71 －―――――→逐渐减小11～18号元素Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm186 160 143 117 110 102 99 －变化趋势―――――→逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化原子序数主要化合价的变化1～2 ＋1―→03～10＋1―→＋5－4―→－1―→011～18＋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反应原理2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2↓＋3(1)实验探究：①向AlCl3溶液中加入足量氨水，现象为产生白色沉淀，反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
②将①实验得到的沉淀分装两支试管中，一支试管中加入盐酸，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；另一支试管中加入NaOH溶液，现象为白色沉淀逐渐溶解，离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O。
《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
元素周期表的周期性规律与元素性质变化及元素周期表的趋势
元素周期表的周期性规律与元素性质变化及元素周期表的趋势元素周期表是化学中重要的工具，它以一种有序的方式展示了所有已知化学元素的信息。
元素周期表的设计有助于我们理解元素的性质和规律，在化学研究和实践中发挥着重要的作用。
本文将探讨元素周期表的周期性规律、元素性质变化以及元素周期表的趋势。
1. 元素周期表的周期性规律元素周期表按照原子序数的顺序排列，将元素按照一定的规律分类。
周期表的每一横行称为一个周期，每一竖列称为一个族。
这种排列方式揭示了许多元素性质的周期规律。
1.1 原子半径的周期性变化原子半径是一个元素的原子中心到其最外层电子的平均距离。
从周期表中可以看出，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径也逐渐减小。
这是因为随着电子层数的增加，同时核吸引力对电子的作用也增强，使得电子云更加紧密，从而缩小了原子半径。
1.2 电离能和电子亲和能的周期性变化电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需的能量，而电子亲和能是指一个原子或离子吸引并获得一个额外电子所释放出的能量。
这两个性质也有周期性变化。
在周期表中，可以观察到电离能和电子亲和能随着原子序数的增加而增加。
这是因为随着电子层数和核电荷的增加，电子与原子核的相互作用也相应增强，因此需要更多的能量才能移除一个电子或者吸收一个电子。
2. 元素性质的变化元素周期表不仅展示了元素的周期性规律，还反映了元素性质的变化。
不同族和周期的元素具有特定的化学性质，可以根据周期表的排列来预测元素的性质。
2.1 金属、非金属和类金属根据周期表可以将元素分为金属、非金属和类金属。
在周期表的左侧，大部分元素都是金属，具有良好的导电性、热导性和延展性。
在周期表的右侧，有一群非金属元素，它们通常是不良导体，脆弱且不可塑性。
在中间部分，是一些性质介于金属和非金属之间的元素，被称为类金属。
2.2 元素的化合价和氧化性元素的化合价指的是一个元素与其他元素形成化合物时所带的电荷。
元素周期表的周期性规律与元素性质变化
元素周期表的周期性规律与元素性质变化元素周期表是化学家们对元素进行分类、归纳和整理的重要工具，它展示了元素的周期性规律与性质变化。
通过仔细观察元素周期表，我们可以发现一些重要的规律，包括原子半径、电离能、电负性、金属性质等等。
本文将介绍这些规律及其对元素性质的影响，以便更好地理解元素周期表的意义。
1. 原子半径的周期性规律在元素周期表中，原子半径以递增和递减的方式呈现周期性变化。
具体来说，原子半径从左到右在周期表中递减，而在同一周期内，原子半径从上到下递增。
这种规律的原因主要取决于电子排布。
从左到右，原子核中的质子数量逐渐增加，增加的质子数吸引了更多的电子，使原子变得紧凑，半径变小。
而从上到下，新的能级不断添加，电子在更远离原子核的能级中排列，导致原子半径变大。
2. 电离能的周期性规律电离能指的是从一个原子中移除一个电子所需的能量。
同样地，电离能也呈现出周期性的变化。
从左到右，电离能逐渐增加，而从上到下，电离能逐渐减小。
这种规律主要取决于原子结构。
从左到右，原子核中的质子数量增加，原子的正电荷也增加，使得电子与原子核之间的吸引力增强，电离能增加。
而从上到下，原子半径增加，电子与原子核之间的距离增大，电离能减小。
3. 电负性的周期性规律电负性是一个元素在化学键中吸引和保留电子的能力。
元素周期表中，电负性也显示出周期性的规律。
从左到右，元素的电负性逐渐增加；而从上到下，电负性逐渐减小。
电负性的变化也与原子结构有关。
从左到右，原子核中的质子数量增加，电子在共享键中受到更强的引力，使元素的电负性增加。
而从上到下，原子半径增加，电子云变得更广泛稀疏，元素的电负性减小。
4. 金属性质的周期性规律元素周期表中，金属性质也呈现出一定的周期性规律。
金属通常位于元素周期表的左侧和中间区域，而非金属通常位于右侧。
这种规律与原子结构有关。
金属具有较低的电离能和较大的原子半径，有较强的导电性和热传导性。
非金属具有较高的电离能和较小的原子半径，通常是不良导体。
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子序数的增加而出现规律性变化的现象。
这一周期性的变化反映了元素内电子结构的变化。
本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的规律、主要原因以及应用。
周期表的发现元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。
在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性变化进行分组。
化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表，并发现了元素周期性变化的规律。
1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
在同族内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增加。
2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小。
3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。
随着元素原子序数的增加，电负性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小。
4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。
随着元素原子序数的增加，酸性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。
5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。
随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。
6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。
随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；但由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 同种元素 1 阳离子半径原子半径 3 阴离子半径>阳离子半径。
短周期中电子填充到最外电子层，同层电子间屏蔽效应弱，因此有效核电荷增加显著，而电子层数不变，核对外层电子吸引力逐渐变大，所以短周期元素原子半径从左到右递减较快。
长周期元素中，从第 3（ⅢB）族开始，电子填充至到次外层上，这新增加到次外层上的电子对外层电子屏蔽作用强。
因此，随核电荷的增加而有效核电荷却增加不多。
同一族元素中，由上至下虽然核电荷增加较多，但相邻两元素之间依次增加一个电子层因而屏蔽作用也较大，结果有效核电荷增加不显著。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
主族中从上到下核电荷明显增大，但随电子层数的增加，屏蔽作用增加，因而有效核电荷增加不明显，由于电子层数的增加，原子半径明显增大；副族的过渡元素，第一过渡系与第二过渡系由于有效核电荷增大不及电子层增加的作用，原子半径增大。
但由于镧系收缩，使第二、第三过度系同族元素的半径几乎不变，有的甚至减小。
二、电离能同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，半径逐渐减小，电离能也逐渐增大，稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大，故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。
同周期副族元素从左至右，由于有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，有电离能增加不如主族元素明显。
由于最外层只有两个电子，过渡元素均表现金属性。
同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。
同一副族电离能变化不规则。
三、电子亲和能变化趋势与电离能相似，具有大的电离能的元素一般电子亲和能也很大四、电负性一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。
人教版初三化学元素周期表认识元素性质
人教版初三化学元素周期表认识元素性质元素周期表是用于反映元素性质和组织元素关系的重要工具。
它把所有已知的化学元素按照一定的规则排列，使得相似性质的元素归于同一族，而且依据元素的电子结构理论上很好地解释了化学元素的一系列性质。
人教版初三化学教材对于元素周期表的认识和元素性质的学习是很重要的。
一、元素周期表的基本概念和组成元素周期表是由上至下按元素的原子序数递增排列，元素周期表上的每一个元素方格都包含了该元素的原子序数、元素符号、相对原子质量和元素名等信息。
周期表可以分为横行称为周期，纵列称为族。
周期表中的元素按照不同的电子排布规律自上向下地排列，同一周期内的元素有着类似的化学性质。
二、元素周期表的排列规律元素周期表的排列规律主要包括原子序数增加的规律、周期性性质的出现以及元素周期律的具体表现。
元素周期表的排列方式是根据每个元素的原子核中质子数的增加顺序建立的，根据元素的电子结构和属性进行分类。
在周期表中，元素周期表是根据弗兰克-科顿摄谱系列律排列的，周期表展示了元素的有规律的性质变化。
例如，同一周期内的元素原子半径逐渐减小，电子亲和能增加、电离能增加；而同一族内的元素具有相似的化学性质，例如碱金属的活泼性都很强。
三、元素性质的认识元素周期表的存在使得我们能够很好地认识元素的性质和规律。
具体来说，可以通过元素周期表对元素的位置和周期表中的性质特征来认识元素的性质。
1. 元素周期表中的族：根据元素的性质和性质变化规律，元素周期表将元素分为不同的族。
不同族的元素具有一些相似的性质。
例如，第一族元素是碱金属，它们的特点是活泼、易失去电子，而且易与非金属反应形成化合物；第十六族的氧族元素是非金属元素，具有高的电负性，易于与金属形成氧化物。
2. 元素周期表中的周期：元素周期表的周期也是有规律的，周期性的性质随着周期的变化而出现。
例如，原子半径是指元素中心到电子云边缘的距离，一般来说，周期表上同一周期内的元素原子半径逐渐减小。
化学元素的周期性规律性质
化学元素的周期性规律性质化学元素是构成物质的基本单位，它们的性质和行为对于化学研究和工业应用至关重要。
化学元素的周期性规律性质是指元素周期表中元素性质的有规律的周期性变化。
本文将探讨化学元素的周期性规律性质，并分析其对于化学研究和应用的意义。
1. 原子半径周期性变化原子半径是指元素的原子的半径大小。
在周期表中，元素的原子半径呈现一定的周期性变化规律。
一般来说，从左至右，原子半径逐渐减小，因为电子层的数量增加，但核电荷不变，所以电子云受到的吸引力增强，原子半径减小。
而从上至下，原子半径逐渐增大，因为电子层数目增加，电子云远离原子核，原子半径增大。
这一周期性变化对于元素的化学反应和物理性质有重要影响。
2. 电离能周期性变化电离能是指在气态下，一个原子中最外层电子脱离原子形成阳离子所需的能量。
周期表中，电离能呈现一定的周期性变化规律。
从左至右，电离能逐渐增大，因为原子半径减小，原子核对最外层电子的吸引力增强，电子更难被脱离。
而从上至下，电离能逐渐减小，因为原子半径增大，最外层电子与原子核之间的吸引力减弱，电子更容易被脱离。
电离能的周期性变化对于元素的化学反应和电子结合行为具有重要的影响。
3. 电负性周期性变化电负性是指原子吸引和保持共价化合物中的电子对的能力。
周期表中，电负性呈现一定的周期性变化规律。
从左至右，电负性逐渐增大，因为原子半径减小，核电荷增强导致原子对电子的吸引力增强。
而从上至下，电负性逐渐减小，因为原子半径增大，核电荷增强对电子的吸引力减弱。
电负性的周期性变化对于元素在化学反应中的电子转移和共价键形成具有重要影响。
4. 金属性和非金属性的周期性变化周期表中的元素可以分为金属和非金属。
从左至右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
金属具有良好的导电性和热导性，而非金属多为绝缘体或者半导体。
金属与非金属在化学反应中表现出不同的性质和行为，这一周期性变化对于元素的化学性质具有重要的指导意义。
综上所述，周期表中化学元素的周期性规律性质对于我们理解元素的性质和行为具有重要的意义。
元素性质的周期性变化规律
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
素能应用
典例1下列性质的递变关系正确的是( ) A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2 C.原子半径:Si<P<S<Cl D.最高正价:Cl>Si>Al>Na 答案D 解析氢化物的稳定性:NH3<H2O<HF,A项错误;碱 性:KOH>NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
知识铺垫
新知预习
自主测试
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K
Na
Mg,
非金属性:F
O
S。
(2)碱性:Mg(OH)2
Ca(OH)2
KOH。
(3)酸性:HClO4
H2SO4
HClO。
(4)热稳定性:CH4
NH3
难→易
氢化物
稳定性 逐渐增强
元素金属性 元素非金属性
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐减弱 逐渐增强
易→难
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,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(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱, 而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,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,元素的金属性越强, 非金属性越弱。
人教版高中化学必修一第四章第二节元素周期律
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2．有三种金属元素 A、B、C，在相同条件下，B 的最高价氧化物对应
水化物的碱性比 A 的最高价氧化物对应水化物的碱性强；A 可以从 C 的盐溶
液中置换出 C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是( B )
A．A>B>C
B．B>A>C
C．B>C>A
D．C>B>A
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解析：根据金属元素的金属性强弱比较的方法及题意可知，由于 B 的最 高价氧化物对应水化物的碱性比 A 的强，所以元素 B 的金属性比 A 的强； 由于 A 可以从 C 的盐溶液中置换出 C，所以 A 的金属性比 C 的强。
碱性强弱 _____N_a_O__H____>___M__g_(_O__H_)_2__>___A__l_(O__H_)_2___
结论
金属性：_N__a_>_M__g_>_A__l _
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4．Si、P、S、Cl 的非金属性的递变规律
Si、P、S、Cl
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题组训练
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1．下列原子半径最大的是( C )
A．N
B．O
C．Na
D．Cl
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2．下图表示 1～18 号元素原子结构或性质随电荷数递增的变化。该图中
纵坐标表示( B )
金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强
4.2元素性质的周期性变化规律(第1课时)(教学设计)高一化学高效课堂
第四章《物质结构元素周期律》教学设计第二节元素周期表律第一课时元素性质的周期性变化规律【规律】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化.如下图所示：【教师】评价、强调：周期元素的原子半径的变化规律是由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）。
【教师】追问：观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律【学生】同主族元素由上向下元素的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。
H是所有原子中半径最小的。
【教师】评价、补充。
【问题3】阅读教材P107108页内容，观察表45，作出原子序数与元素化合价函数图象，由此可得出什么规律？并完成表格内容【学生1】同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高，元素的最低负价由ⅠA族的4价逐渐升高至ⅠA族的1价。
【教师】强调、投影：原子序数与元素化合价函数图象（横坐标原子序数，纵坐标元素的主要化合价）。
【学生2】完成表格内容、展示交流：同周期主族元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价第一周期 1 ＋1第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O、F) ，最低价－4→－1第三周期11→17最高价＋1→＋7 ，最低价－4→－1【教师】评价、投影：【教师】追问：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化，具体有哪些表现？【学生1】随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的规律性变化；【学生2】最外层电子数=最高正价；最高正价＋|最低负价|＝8（H、O、F除外）；【学生3】主族序数＝最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
【教师】评价、强调：金属无负价；H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1【对应练习1】对于原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，下列说法中错误的是A．原子半径逐渐减小B．原子的失电子能力逐渐增强C．最高正化合价逐渐增大D．元素的非金属性逐渐增强【答案】B【解析】A．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子半径依次减小，A正确；B．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子得电子能力依次增强，B错误；C．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，最高正化合价逐渐增大，C正确；D．原子核外电子层数为3的元素，随活【过渡】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，周期元素金属性和非金属性又具有怎样的变化规律呢？ 【问题1】讨论交流：回顾已学知识，思考判断元素金属性和非金属性强弱的依据有哪些？【教师】结合所学知识，思考判断金属性强弱的方法有哪些？【学生1】利用原子结构判断：电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强。
人教版高中化学必修二元素周期律
(3)最低负价 = – 〔8 – 最外层电子数〕
3、注意
= – 〔8 – 主族序数〕
〔1〕金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 〔2〕稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0 〔3〕价电子：决定元素化合价的电子〔外层电子〕
〔四〕元素金属性、非金属性的周期性变化
1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
2、同一横行X、Y、Z三种元素，最高价氧化物对 应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，
↘
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由易到难
由难到易
〔五〕元素周期律 1.元素性质的周期性变化
随着原子序数的递增：
〔1〕元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
〔2〕元素原子半径呈现周期性变化
〔3〕元素主要化合价呈现周期性变化
2. 元素周期律
〔元4素〕的元性素质的随金着属元性素、原非子金序属数性的呈递现增周而期呈性现变周化期性的 变化——元素周期律
......
(一〕元素原子核外电子排布的周期性变化
同周期：从左至右，电子层数一样，最外层电子数依次增加 同主族：从上至下，最外层电子数一样，电子层数依次增加
1
12
2
2
18
8
3
18
8
周期性
〔二〕元素原子半径的周期性变化
元素原子半径数据
主族元素原子半径的递变规律
主族 周期
A. 同周期主族元素： B. 从左到右原子半径依次减小 C. (除稀有气体〕 B. 同主族元素：
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【微思考2】Al(OH)3是Al2O3的水化物,如何由Al2O3生成Al(OH)3? 提示Al2O3与水不能直接化合生成Al(OH)3,可将Al2O3先溶于稀 盐酸得到AlCl3,再向所得溶液中加入足量氨水即可得到Al(OH)3。
1.结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外电子排布、主要化合 价(最高正化合价和最低负化合价)、原子半径等性质的周期性变化规律, 逐步构建元素周期律。 2.以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例,借助实验探究,结合原 子结构知识,掌握同周期主族元素金属性和非金属性的递变规律,从而培养 科学探究与创新意识。 3.通过对元素周期律内容和实质的探究过程,建构微观原子结构特点决定 宏观性质的探究思路和模式。
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第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
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S 硫酸 H2SO4
强酸
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 (3)第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
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元素性质的周期性变化规律
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
2.非金属元素Si、P、S、Cl性质的比较
元素 最高正化合价
Si
P
+4
+5
S ⑧ +6
最高价氧化物的化学式 SiO2
P2O5
⑨ SO3
最高价氧化物对应水化物
H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4
的酸性强弱
单质与H2反应的条件 高温
磷蒸气与H2 加热 能反应
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑤
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评价检测·素养提升
续表
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑥
白色沉淀不溶解
a.NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物; b.金属性:⑦ Na>Mg>Al
(3)两性氢氧化物: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。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
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探究点一 粒子半径比较
情境探究 材料一:我们生活在由化学元素构成的世界中,人体和地球一样,也是由各种 化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织 中含有丰富的锂、镁、钾等元素。 材料二:海洋是蔚蓝色的资源宝库,海洋中含有的元素约为 80多种,其中氯、 钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、硅、氟共12种一般称为常量元素,
加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加 镁与冷水几乎不反应,能与沸水反应,化学方 热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,溶液 程式为② 变为浅红色
元素性质的递变规律(元素第一电离能的周期性变化).
3、规律： 同周期元素第一电离能的反常现象：
ⅢA＜ ⅡA ⅥA ＜ ⅤA
归纳总结
4、影响第一电离能的因素：
（1）原子半径的变化，对原子核对核外电 子的吸引力 （2）核外电子排布（全空、半满、全满） （3）形成稳定结构的倾向
一、电离能
1、定义：
气态原子或 离气子态失去一个电子所需要的
能量叫最做小电离能。符号为 .单位是 .
I
KJ/mol
注意：
1、必须处于气态
2、是元素的一种性质
3、表示原子或离子失去电子的难易程度
4、处于基态的气态原子失去一个电子， 生成+1气态阳离子所需要的能量称为第一 电离能。
气原态子失去一个电子形成＋1 阳气离态子
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探 究 学
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
习
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 原子越 难失去电子，金属性越 弱。
电离能的应用：判断金属原子在气态时 失去电子的难易程度
探从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此 究Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电 学子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。镁 习元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁
容因观此易察镁失分易去析形两成个下电M表子g电2，＋，离而而不能不易数易失据形去成回第M三答g个问3＋电。题子：，
探
究 元素的第一电离能有什么变
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人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
[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。
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
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__
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
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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：
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。
[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_
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
(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__
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
()
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
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
3．元素X形成的离子与钙离子的核外电子排布相同，且X
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
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
[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
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
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(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：
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
(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)。
[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。
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
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
新知探究(二) 元素性质的周期性变化
[学考层级]
人教版第二节元素性质的周期性变化 规律
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__
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(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_