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必修第一冊(人教版2019)
第四章 物質結構 元素周期律
第二節 元素周期率
第2課時
元素性質的周期性變化規律
【結構規律小結】
隨著原子序數的遞增
原子的核外電子排布
原子半徑
元素的主要化合價
呈現周期性的變化
原子的核外電子排布、原子半徑、化合價較為抽象
比較平時接觸較多的元素性質——金屬性與非金屬性
元素的金屬性、非金屬性是否也呈現周期性變化？
目錄
元素金屬性的周期性變化
01
元素非金屬性的周期性變化
02
習
學
目
標
1．結合有關數據和實驗事實認識原子核外電子排布，元素的化合價，原子半徑的周期性變化規律，培養“證據推理與科學探究”的核心素養。
2．以第三周期元素為例，認識同周期元素的金屬性、非金屬性的周期性變化規律，培養“科學探究與模型認知”的核心素養。
1.以第3周期元素為例，核外電子排布、原子半徑如何變化？
原子半徑逐漸變小
同一周期主族元素從左到右，最外層電子數依次增多，原子半徑依次減小。
IA ⅡA ⅢA IVA VA VIA ⅦA
【思考】
Al
Si
P
S
Cl
Na
Mg
2.根據第3周期元素的結構特點預測，同一周期元素的原子的得電子能力和失電子能力如何變化？
元素的原子得、失電子能力與原子半徑和核電荷數相關，一般原子半徑越小，核電荷數越大得電子能力越強，失電子能力越弱。
失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強
（金屬性減弱，非金屬性增強。）
金屬元素失電子的
能力稱為金屬性
如何實驗驗證：元素原子失電子能力：鈉 > 鎂 > 鋁
元素原子失電子能力強弱判斷？
金屬性比較
①比較金屬單質與水或酸反應置換出氫的難易程度，置換出氫越容易,則金屬性越強。
②比較金屬元素最高價氧化物對應的水化物堿性強弱,堿性越強，則金屬性越強。
③單質還原性越強，金屬性越強。
④活潑金屬置換不活潑金屬。
NO.1
同周期元素金屬性
的變化規律
第三周期元素性質的遞變
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar
如何設計實驗證明三者金屬性的強弱？
比較金屬與水反應難易
比較金屬與酸反應難易
比較最高價氧化物的水化物的堿性強弱
實驗用品：表面積相同的鎂條和鋁條、金屬鈉、酚酞、蒸餾水、1mol/LAlCl3溶液、1mol/LMgCl2溶液、氨水、2mol/LNaOH溶液、2mol/L鹽酸、試管、砂紙、酒精燈、試管夾、。
方案1：金屬Na、Mg、Al單質分別與水反應，觀察其反應條件難易。
方案2：金屬Na、Mg、Al單質分別與酸反應，觀察其反應劇烈程度。
方案3：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3分別滴入酚酞，觀察溶液顏色深淺。
設計方案？
鎂與冷水反應緩慢，滴入酚酞試液粉紅色。加熱至沸騰后反應加快，產生氣泡，溶液紅色加深。
鎂的金屬性比鈉弱
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
△
與金屬鈉對比
實驗1
取一小段鎂帶，用砂紙磨去表面的氧化膜,放入試管中。向試管中加入2 mL水,并滴入2滴酚酞溶液。觀察現象。過一會兒加熱試管至水沸騰。觀察現象。
現象：
化學方程式 ：
結論：
實驗2
取一小片鋁和一小段鎂帶鎂帶，用砂紙擦去氧化膜,分別放入兩試管，再各加入2 mL 1mol/L鹽酸。觀察現象。
現象：
化學方程式 ：
結論：
鎂與鋁均能與鹽酸反應產生氣泡。但鎂反應比鋁劇烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
鎂的金屬性比鋁強
【實驗3】
向硫酸鋁溶液中加入氨水，將生成的沉淀分裝在兩個試管中，分別加入鹽酸和氫氧化鈉溶液，觀察現象。
AlCl3溶液
氨水
HCl溶液
NaOH溶液
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH－ = AlO2－ + 2H2O
白色絮狀沉淀
探究Al(OH)3的堿性
兩性氫氧化物：
既能與酸反應生成鹽和水又能與強堿反應生成鹽和水的氫氧化物。
實驗：用氯化鎂溶液代替氯化鋁溶液做上述實驗，觀察現象。并比較。
沉淀溶解
沉淀不溶解
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
結論：金屬性：Mg___Al
>
“金屬性”變化規律探討
Na Mg Al
與水反應 與冷水反應 ——
與熱水反應 —— ——
與鹽酸的反應 ——
最高價氧化物 對應水化物堿性
結論 NaOH
強堿
Mg(OH)2
中強堿
Na＞Mg＞Al
劇烈反應
不反應
反應較快
劇烈反應
反應較快
結論：
失電子能力
Na>Mg>Al
金屬性
Na>Mg>Al
同周期金屬元素的金屬性從左到右逐漸減弱
下列說法能證明鉀元素比鎂元素金屬性強的是( )
A.金屬鉀與冷水劇烈反應，鎂與冷水幾乎沒有現象。
B.KOH的堿性比Mg(OH)2強
C.金屬鉀與MgCl2的水溶液反應可置換出金屬鎂
D.在化學反應中，鉀失去1個電子，鎂失去2個電子
AB
課堂練習
失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強
如何實驗驗證：得電子能力硅<磷<硫<氯
非金屬元素得電子的能力稱為非金屬性
元素原子得電子能力強弱判斷：
非金屬性比較
①比較元素單質與氫氣化合的難易程度：一般化合越容易進行,則非金屬性越強。
②氣態氫化物的穩定性：氣態氫化物越穩定，非金屬性越強。
③比較元素最高價氧化物對應的水化物酸性強弱,酸性越強，則非金屬性越強。
④活潑非金屬置換不活潑非金屬。
⑤單質氧化性越強，非金屬性越強。
NO.2
同周期元素非金屬性
的變化規律
“金屬性與非金屬性”變化規律探討
第三周期元素性質的遞變探究
如何設計實驗證明三者非金屬性的強弱？
比較非金屬與氫氣反應難易
比較非金屬氫化物的穩定性
比較最高價氧化物的水化物的酸性強弱
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar
Si、P、S、Cl 非金屬性強弱的比較
Si P S Cl
最高價氧化物的水化物
酸 性
酸性變化
結 論
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
（硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸）
弱酸 中強酸 強酸 強酸（強于硫酸）
逐漸增強
探究：
非金屬性逐漸增強
元素符號 Si P S Cl
與氫氣反應的條件
氣態氫化物的穩定性
高溫
蒸氣與氫氣反應
加熱
光照或點燃
化合越來越容易
很不穩定
不穩定
不很穩定
穩定
氫化物的穩定性增強
結論：Si、P、S、Cl元素原子得電子能力逐漸增強
結論：
得電子能力
Si < P < S < Cl
非金屬性
Si < P < S < Cl
同周期非金屬元素的非金屬性從左到右逐漸增強
“金屬性與非金屬性”變化規律探討
11～18號元素性質的變化中得出如下的結論：
Na Mg Al Si P S Cl
Ar
稀有氣體元素
金屬性逐漸減弱
非金屬性逐漸增強
最高價氧化物對應水化物
堿性逐漸減弱
酸性逐漸增強
同周期元素性質的遞變
Na Mg Al Si P S Cl
同周期
（從左到右）
原子半徑 電子層數
相同
金屬性/還原性/失電子能力
金屬陽離子氧化性
最高價氧化物對應水化物堿性
與酸/水置換H2
非金屬性/氧化性/得電子能力
非金屬陰離子還原性
氫化物穩定性
最高價氧化物對應水化物酸性
Na > Mg > Al
Na+ < Mg2+ < Al3+
NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3
困難
Si < P < S < Cl
P3- > S2- > Cl-
SiH4 < PH3 < H2S < HCl
H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4
（硅酸） （磷酸） （硫酸） （高氯酸）
同周期元素從左到右
得失電子能力
得電子能力
失電子能力
由弱到強
由強到弱
最高價氧化物
對應的水化物
堿性
酸性
由強到弱
由弱到強
非金屬氣態氫化物
化合
穩定性
由弱到強
由難到易
下列說法能夠證明氯元素的非金屬性比硫元素強的是（雙選）（ ）
A.氯氣與氫氣化合的條件比硫與氫氣化合的條件更容易
B. HCl的酸性比H2S強
C. HCl的穩定性比H2S強
D. HClO3的酸性比H2SO3強
AC
單質與氫氣反應的難易
氣態氫化物的穩定性
不是最高價氧化物的水化物的酸性比較
課堂練習
原子半徑逐漸減小
同一周
期元素
電子層
數相同
從左到右
核電荷數增多
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
同周期元素金屬性和非金屬性變化規律
【歸納總結】
核外電子排布呈周期性變化
原子半徑呈周期性變化
主要化合價呈周期性變化
元素金屬性與非金屬性呈周期性變化

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