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第二節 元素周期律 課時1
第四章 物質結構 元素周期律
通過對堿金屬元素、鹵素的原子結構和性質的研究，知道元素周期表中同主族元素從上到下原子核外電子層數依次增多，原子半徑增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
那么，周期表中同周期元素的性質有什么變化規律呢？
1.了解1～18號元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的周期性變化規律。
2.以第三周期的鈉、鎂、鋁、硅、磷、硫、氯為例，掌握同周期主族元素金屬性、非金屬性的遞變規律，建構元素周期律。
知識點一：元素性質的周期性變化規律
【思考】隨著同周期原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價呈現什么規律性變化？
觀察課本101頁表4-5（1-18號元素的原子核外電子排布、原子半徑和主要化合價），思考與討論上述問題。
第 一 周 期 原子序數 1 2
元素名稱 氫 氦
元素符號 H He
核外電子排布
第 二 周 期 原子序數 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名稱 鋰 鈹 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符號 Li Be B C N O F Ne
核外電子排布
第 三 周 期 原子序數 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名稱 鈉 鎂 鋁 硅 磷 硫 氯 氬
元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外電子排布
1.原子核外電子排布的規律
原子序數 電子層數 最外層電子數
1~2 1 1→2
3~10 2 1→8
11~18 3 1→8
結論:同周期，隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子層相同，最外層電子數逐漸遞增（K層最多為2）。
第 一 周 期 原子序數 1 2
元素名稱 氫 氦
元素符號 H He
原子半徑/nm 0.037 -
第 二 周 期 原子序數 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名稱 鋰 鈹 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符號 Li Be B C N O F Ne
原子半徑/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 -
第 三 周 期 原子序數 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名稱 鈉 鎂 鋁 硅 磷 硫 氯 氬
元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半徑/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099. -
2.原子半徑的遞變規律（稀有氣體除外）
結論：同周期，隨著原子序數的遞增，原子半徑逐漸減小（氫、稀有氣體除外）。
第 一 周 期 原子序數 1 2
元素名稱 氫 氦
元素符號 H He
主要化合價 +1 0
第 二 周 期 原子序數 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名稱 鋰 鈹 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符號 Li Be B C N O F Ne
最高正化合價或最低負化合價 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 -2 -1 0
第 三 周 期 原子序數 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名稱 鈉 鎂 鋁 硅 磷 硫 氯 氬
元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar
最高正化合價或最低負化合價 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 0
3.化合價的變化規律
結論：隨著原子序數的遞增，元素的最高正化合價逐漸遞增（除稀有氣體外）和最低負化合價逐漸遞增。
原子序數 電子層數 最外層電子數 原子半徑的變化（不考慮稀有氣體元素） 最高或最低化合價的變化
1-2 1 1→8 - +1→0
3-10 0.152nm→0.071nm 大→小 +1→+5
-4→-1→0
11-18
隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價都呈現周期性變化。
2 1→8
3 1→8 0.186nm→0.099nm 大→小 +1→+7
-4→-1→0
規律總結
1.下列敘述正確的是(　　)。
A.隨著元素原子序數的遞增，原子最外層電子數總是從1到8重復出現。
B.隨著元素原子序數的遞增，同周期從左到右原子半徑從小到大（稀有
氣體元素除外）發生周期性變化。
C.隨著元素原子序數的遞增，元素最高化合價從＋1到＋7、最低化合價
從－4到－1重復出現。
D.隨著元素原子序數的遞增，原子半徑、元素主要化合價和原子核外電
子排布呈現周期性變化。
練一練
D
2.下列關于粒子半徑大小的比較，正確的是（ ）。
A.Na+Cl->Na+>Al3+
C.NaB
粒子半徑大小比較方法
①看電子層數，當電子層數不同時，層數越多，半徑越大；
②看核電荷數，當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小；
③看核外電子數，當電子層數和核電荷數均相等時，核外電子數越多，半徑越大。
元素的金屬性和非金屬性是否也隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化呢？
知識點二：第三周期元素金屬性、非金屬性的遞變規律
金屬性：金屬元素的原子在化學反應中失去電子的能力
1.第三周期元素金屬性的遞變規律
金屬性強弱判斷依據：
①單質與水或酸的反應產生H2的難易——反應越易，金屬性越強；
②最高價氧化物的水化物堿性強弱——堿性越強，金屬性越強；
③單質間的置換——較活潑金屬置換較不活潑金屬。
根據第三周期元素原子的核外電子排布規律，你能推測出該周期元素金屬性的遞變規律嗎？
第 三 周 期 原子序數 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名稱 鈉 鎂 鋁 硅 磷 硫 氯 氬
元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外電子排布
推測
電子層數相同，原子序數增大，半徑減小
失去電子能力減弱，金屬性減弱
問題討論
【實驗探究】根據金屬性強弱的判斷依據，我們設計如下實驗來驗證Na、 Mg、 Al的金屬性逐漸減弱。（1）請觀看鎂與水反應實驗視頻，并思考：與鈉和水的反應相比，鎂和水反應難易程度如何？生成了什么新物質？
結論：鎂與水反應比較困難
反應方程式：
金屬性：鈉＞鎂
視頻
（2）觀看鈉、鎂、鋁金屬性比較的實驗視頻，對比氫氧化鋁沉淀和氫氧化鎂沉淀分別與鹽酸和氫氧化鈉反應的現象，你能得出什么結論？
結論：Al(OH)3能溶于強酸或強堿溶液，屬于兩性氫氧化物。
Al(OH)3+3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+OH =AlO2 + 2H2O
視頻
【查閱資料】鈉、鎂、鋁是金屬元素，都能形成氫氧化物。NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，而Al(OH)3是兩性氫氧化物。
金屬性：鈉＞鎂＞鋁
Na Mg Al
金屬性逐漸減弱
2.第三周期元素非金屬性的遞變規律
非金屬性：非金屬元素的原子在化學反應中得到電子的能力。
非金屬性判斷依據：
①非金屬單質與氫氣反應生成氣態氫化物難易（或氣態氫化物的穩定性強弱）
——與氫氣反應越容易（氣態氫化物穩定性越強），非金屬性越強
②最高價氧化物的水化物酸性強弱
—— 最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強
③單質間的置換
——活潑非金屬置換不活潑非金屬金屬
推測
電子層數相同，原子序數增大，半徑減小
得到電子能力增強，非金屬性增強
觀察硅、磷、硫、氯是非金屬元素，其最高價氧化物對應得水化物（含氧酸）的酸性強弱表，你能得出什么結論？
非金屬元素 Si P S Cl
最高價氧化物對應的水化物（含氧酸）的酸性強弱 H2SiO3 （硅酸） 弱酸 H3PO4 （磷酸） 中強酸 H2SO4 （硫酸） 強酸 HClO4
（高氯酸）
強酸(酸性比H2SO4強)
非金屬性：硅＜磷＜硫＜氯
Si P S Cl
非金屬性逐漸增強
【結論分析】
通過實驗比較，你得出的結論是什么？
Na Mg Al Si P S Cl
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強
元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化，這一規律叫做元素周期律。
怎么通過原子結構的角度來分析這一規律呢？
用原子結構的角度解釋：同周期，從左往右
電子層數相同，核電荷數逐漸增多
原子半徑減小
失電子能力逐漸減弱；得電子能力逐漸增強
金屬性逐漸減弱；非金屬性逐漸增強
元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果
練一練
1.下列關于物質的比較，不正確的是（ ）。
A.酸性強弱：HIO4>HBrO4>HClO4 B.穩定性：H2O>H2S>PH3
C.堿性強弱：KOH>NaOH>LiOH D.金屬性強弱：Na>Mg>Al
A
2.下圖為元素F、S、Cl在周期表中的位置，關于F、S、Cl的說法正確的是（ ）。
F
S Cl
A.單質的氧化性：F2>S>Cl2 B.穩定性：H2S>HCl>HF
C.酸性：HClO4>H2SO4 D.原子半徑：F>Cl>S
C
3.元素周期表與元素周期律在學習、研究和生產實踐中有很重要的作用。下表列出來①~⑩種元素在周期表中的位置。請回答：
（1）對于⑦、⑧、⑩元素的氫化物，穩定性由強到弱的順序為 ，還原性最強的是 。（填化學式）
（2）在①、②、③、④四種元素最高價氧化物對應的水化物中，④元素的氫氧化物與四種元素氫氧化物堿性最強反應的化學方式為 ，在⑤、⑦、⑧的三種元素的最高價氧化物對應得水化物中，酸性最強的是 。（填化學式）
HF>HCl>H2S
H2S
HClO4
元素周期律
同周期性
原子核外電子排布和電子層數相同，最外層電子數依次增加
原子半徑逐漸減小
化合價逐漸升高
金屬性
金屬與水、酸反應越來越慢
最高價氧化物對應的水化物的堿性越來越弱
非金屬性
非金屬單質與氫氣化合越來越容易
最高價氧化物對應的水化物(含氧酸）的酸性越來越強

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