第二课时：元素周期律(标准课件)

第一单元 核外电子排布与元素周期律

课时一

永春华侨中学

19世纪中叶俄国门捷列夫发现了元素周期律 世纪中叶俄国门捷列夫发现了元素周期律 门捷列夫发现了

门捷列夫不 自觉地应用黑格 尔的量转化为质 的规律，完成了 的规律， 科学史上一个勋 业。—— 恩格斯

XXX教授

曾说，“若无周期律，特 教授曾说， 若无周期律， 教授曾说 别是周期表，化学就不可能有今天。 别是周期表，化学就不可能有今天。”

周期表手稿

俄---门捷列夫 门捷列夫

那么， 那么，门捷列夫到 底是怎么发现元素 周期律的？ 周期律的？

H氢 氢

He氦 氦

Li锂 锂

Be铍 铍

B硼 硼

C碳 碳

N氮 氮

O氧 氧

F氟 氟

Ne氖 氖

Na钠 Mg镁 Al铝 Si硅 钠 镁 铝 硅

P磷 磷

S硫 硫

Cl氯 Ar氩 氯 氩

结论1：随着元素核电荷数的递增， 结论 ：随着元素核电荷数的递增， 原子最外层电子的排布呈 原子最外层电子的排布呈周期性变化

观察下表：核电荷数为 观察下表：核电荷数为1~18的元素原子最外层电 的元素原子最外层电 子数，请说出随着核电荷数的递增， 子数，请说出随着核电荷数的递增，元素原子最外层 电子的排布呈现了怎样的周期性的变化 呈现了怎样的周期性的变化？ 电子的排布呈现了怎样的周期性的变化？

1-2号元素：最外层电子数由1到2递变； 号元素：最外层电子数由 到 递变 递变； 号元素 3-10号、11到18号元素，则重复着从 到8的周期性变化。 号 号元素， 的周期性变化。 到 号元素 则重复着从1到 的周期性变化

观察下表： 观察下表：

人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号

原子半径。 、 的元素的原子半径 请同学们讨论， 原子序数为3~9、11~17的元素的原子半径。请同学们讨论， 随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？ 随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？并

回答P4 回答P4
3~9号 元素
原子半径 /pm

1、 两个问题！ 1、2两个问题！
Be Ne Li（锂） B（硼）C（碳）N（氮）O（氧）F（氟） （铍） （氖）
152 111 88 77 70 66 64 —

Mg 11~17号 Na Al（铝） Si（硅）P（磷）S（硫）Cl（氯）Ar（氩） 元素 （钠） （镁）
原子半径 /pm

186

160

143

117

110

104

99

—

交流与讨论： 交流与讨论： 把表示3 号元素、11到17号元素原子半径数据的点用光滑曲 1：把表示3-9号元素、11到17号元素原子半径数据的点用光滑曲 线连接起来。 线连接起来。

结论2：随着核电荷数的递增， 结论 ：随着核电荷数的递增，元素原子半径呈 由大到小的周期性变化 稀有气体元素除外） 的周期性变化（ 现由大到小的周期性变化（稀有气体元素除外）。

一些元素原子半径规律性变化示意图

规律：从左到右，原子半径逐渐减小； 规律：从左到右，原子半径逐渐减小；
从上到下，原子半径逐渐增大。(稀有气体元素除外 从上到下，原子半径逐渐增大。 稀有气体元素除外) 稀有气体元素除外

补充:原子半径大小的影响因素（理解） 补充
原子半径受哪些因素制约？ 原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？ 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？ 微 粒半径 大小取决于

①电子层数 ②原子核对外层电子的引力 原子核对外层电子的 核对外层电子 ③外层电子之间斥力 外层电子之间斥力

O

+8

26

S

补充： 补充：微粒半径大小的比较规律
1）原子半径的比较 ）原子半径的比较
从上到下，原子半径逐渐增大（电子层数越多） 从上到下，原子半径逐渐增大（电子层数越多）

r(Li)< r(Na)< r(K)
从左到右，原子半径逐渐减小（核电荷数越大） 从左到右，原子半径逐渐减小（核电荷数越大）

r(Na) >r(Mg) > r(Al)

2）离子半径的比较 ）离子半径的比较
同种元素的微粒 阳离子<中性原子 的微粒： 中性原子<阴离子 ⑴ 同种元素的微粒： 阳离子 中性原子 阴离子 价态越高，微粒半径越小。 价态越高，微粒半径越小。 举例： 举例： r(Cl)< r(Cl--) r(Fe) >r(Fe2+) > r(Fe3+)

r(H+) <r( H) <r( H-)

⑵电子层结构相同的离子，核电荷数越大， 电子层结构相同的离子，核电荷数越大， 的离子 半径越小
例：

O2 > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
(第三周期阳离子） 第三周期阳离子） 第三周期阳离子

(第二周期阴离子） 第二周期阴离子） 第二周期阴离子

电子层数越多,半径越大 ⑶带相同电荷的离子,电子层数越多 半径越大 带相同电荷的离子 电子层数越多 举例: 举例 r(Li+) < r(Na+) < r(K+ ) < r(Rb+) 电子层n: 电子层 1 2 3 4

r(O2-) < r(S2-) < r(Se2-) < r(Te2-) 电子层n: 2 3 4 5 电子层

习 题 巩 固
1.

Na

Cl < Cl> Na+ 原子半径 < 相应的阴离子半径 原子 半径 > 相应的阳离子半径

2. O23.

> F- > Na+ > Mg2+

Fe2+ > Fe3+

观察3~9、11~17号元素的最高正化合价与最低化合价。 、 最高正化合价与 观察 号元素的最高正化合价 最低化合价。
3~9号
最高正 化合价 最低负 化合价 11~17 号元素
最高正 化合价 最低负 化合价

Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖） （ （ （ （ （ （ （ （

+1 —

+2 —

+3 —

+4 -4

+5 -3

— -2

— -1

0

Na（钠）Mg（镁）Al（铝） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氩）

+1 —

+2 —

+3 —

+4 -4

+5 -3

+6 -2

+7 -1

0

每隔一定数目，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增， 每隔一定数目，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低 最高正价重复出现由+1 递增 负价由 递增的变化。（稀有气体元素除外） 。（稀有气体元素除外 负价由-4到-1递增的变化。（稀有气体元素除外）

结论3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周 结论 ：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周 期性变化。 期性变化。

元素化合价与最外层电子排布的关系

观察元素最高正价、 观察元素最高正价、最低负价与元素原子的核外电子排布 的联系？ 金属元素和非金属元素化合价的特点？ 的联系？ 金属元素和非金属元素化合价的特点？

总结 ①元素最高正价 == 原子最外层电子数 原子最外层电子数—8 元素最低负价 == 原子最外层电子数 8 最低负价︳ ②最高正价 + ︱最低负价︳ = 8 ③金属元素无负价；O无最高正价，F无正价 金属元素无负价； 无最高正价， 无正价 无最高正价

元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？ 元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？ 金属性 是否也呈现周期性变化
判断依据是什么呢？ 判断依据是什么呢？ 是什么呢 金属性： 元素原子失电子的能力（还原能力） 金属性： 元素原子失电子的能力（还原能力） 能力 非金属性： 元素原子得电子的能力 氧化能力） 能力（ 非金属性： 元素原子得电子的能力（氧化能力）

注意： 注意：
金属性（非金属性）的强弱只与原子失 原子失（ 金属性（非金属性）的强弱只与原子失（得）电子的能 有关，与失（ 电子的多少无关。 力有关，与失（得）电子的多少无关。

通过活动与探究1,2,3(p5-p7)，寻找元素 ， 通过活动与探究 金属性和非金属性呈现怎样的周期性变化规 我们又如何来判断元素金属性和非金属 律，我们又如何来判断元素金属性和非金属 性的强弱？ 性的强弱？

探究活动一:金属置换出氢气的难易 探究活动一 金属置换出氢气的难易
原子序数 元素符号 与冷水反应 与热水反应 与酸反应

11 Na
剧烈反应 溶液变红

12 Mg

13 Al

无明显现象 无明显现象 较剧烈 无明显现象 溶液变浅红 剧烈，大量 剧烈， 气泡 较剧烈， 较剧烈， 有气泡

钠、镁、铝单质金属性强弱的顺序是： > 镁 > 铝 铝单质金属性强弱的顺序是： 钠

探究活动二:非金属气态氢化物的稳定性 探究活动二 非金属气态氢化物的稳定性
氯元素的气态氢化物(p6) 表1-4硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物 硅

元素
14Si 15P 16S 17Cl

氢化物 化学式

化合条件
高温下少量反应 磷蒸气， 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃化合

稳定性
很不稳定 不稳定 不稳定 较不稳定 稳定

SiH4 PH3 H2S HCl

问题与解决：随着元素核电荷数的递增， 问题与解决：随着元素核电荷数的递增，气态氢化 非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl 物的热稳定性如何变化？非金属性如何变化？ 物的热稳定性如何变化？非金属性如何变化？

探究活动三: 探究活动三
原子序数 元素符号 最高价氧 化物 11 Na Na2O 12 Mg MgO 13 Al Al2O3 14 Si 15 P 16 S SO3 17 Cl Cl2O7

SiO2 P2O5

最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 物对应水化 强碱 中强碱 物的酸碱性 金属性和非 金属性递变

Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H SO HClO 2 4 4 两性氢 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 氧化物

从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强； 从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强； 从左到右，金属性逐渐减弱， 从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

元素金属性、非金属性变化规律： 元素金属性、非金属性变化规律：P5 信息提示
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl

金属性减弱
单质还原性越弱； 单质还原性越弱； 还原性越弱 与水反应的剧烈程度减弱； 与水反应的剧烈程度减弱； 的剧烈程度减弱 与酸反应的剧烈程度减弱； 与酸反应的剧烈程度减弱； 的剧烈程度减弱 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性

非金属性增强
单质氧化性越强； 单质氧化性越强； 氧化性越强 与H2反应越容易，越剧烈； 反应越容易 越剧烈； 越容易， SiH4 PH3 H2S HCl

气态氢化物越稳定； 气态氢化物越稳定； 氢化物越稳定 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 最高价氧化物水化物酸性增强。 最高价氧化物水化物酸性增强。 酸性增强

最高价氧化物水化物碱性减弱 最高价氧化物水化物碱性减弱 碱性

元素的金属性和非金属性强弱的判断原则： 元素的金属性和非金属性强弱的判断原则： 原则
元素金属性越强，其性质越强； 元素金属性越强，其性质越强； 元素非金属性越强，其性质越强。 元素非金属性越强，其性质越强。

性质的比较： 性质的比较：
酸性： 酸性： H3PO4

非金属性： ﹤H SO ﹤HClO 非金属性：P<S<Cl 稳定性： 非金属性： 稳定性：HCl ﹥ H S ﹥ PH 非金属性：Cl>S>P 单质的氧化能力： S 非金属性： 单质的氧化能力：Cl ﹥ ﹥P 非金属性：Cl>S>P 金属性:Na>Mg>Al 碱性： 碱性：NaOH ﹥Mg(OH) ﹥Al(OH) 金属性 金属性:Na>Mg>Al 金属性 还原性： 还原性：Na ﹥Mg ﹥Al 判断：酸性： HCl ﹥HBr ﹥HI 判断：酸性：HF﹥ 依据： Cl I 依据： 非金属性 F ﹥ ﹥ Br ﹥
2 4 4 2 3 2 2 3

随着原子序数的递增
引起了

核外电子排布呈周期性变化
决定了

最外层电子数

1→8

（K层电子数 1→2） 层电子数 ）

元素性质呈周期性变化
归纳出

原子半径 大→小 稀有气体元素除外） （稀有气体元素除外） 化合价： 4→－ 化合价：+1→+7 －4→－1 稀有气体元素为零） （稀有气体元素为零）

元素周期律 P7画 画

金属性、 金属性、非金属性

元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化

1、用元素符号（化学式）回答原子 用元素符号（化学式） 11~18的元素的有关问题 的元素的有关问题： 数11~18的元素的有关问题：
(1)、除稀有气体外，原子半径最大的 是 (1)、除稀有气体外，

序
：

Na

(2)、 (2)、最高价氧化物的水化物碱性最强的 是 NaOH 最高价氧化物的水化物呈两性的 ； 是 Al(OH)3最高价氧化物的水化物酸性最强的 ； ； 是 HClO4 (3)、 (3)、能形成气态氢化物且最稳定的是

HCl 。

2 下列递变情况 不正确 的是： 的是：

C

A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单 最外层电子数依次增多， 、 、 最外层电子数依次增多 质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢 最高正价依次升高， 、 、 最高正价依次升高 化物稳定性增强 C. C、N、O原子半径依次增大 、 、 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 、 、 氧化物的水化物碱性依次增强

3 一横行 、Y、Z三种元素，已知最高价氧 一横行X、 、 三种元素 三种元素， 化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断 错误 的是

A

A. 原子半径

X>Y>Z HX > H2Y > ZH3 X>Y>Z X>Y>Z

B. 气态氢化物稳定性 C. 元素的非金属性 元素的非金属性 D. 单质的氧化性

4、R元素形成的化合物 3，其中 的化 、 元素形成的化合物 元素形成的化合物RH 其中R的化 合价是其最低负化合价， 合价是其最低负化合价，则R元素最高价 元素最高价 氧化物的化学式是： ( C ) 氧化物的化学式是： A．RO2 ． C．R2O5 ． B．RO3 ． D．R2O7 ．