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高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律集体备课ppt课件
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这是一份高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律集体备课ppt课件，共43页。PPT课件主要包含了与水的反应，元素周期律等内容，欢迎下载使用。
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？
思考：1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价有何规律？
你能归纳出核外电子的排布规律吗？
一、元素性质的周期性变化规律
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 的周期性变化(第一周期除外)
观察原子的半径变化，归纳规律。
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化。
2 . 元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的比较：（1）同周期——（2）同主族——（3）同种元素①同种元素的原子和离子半径比较——②同种元素不同价态的阳离子半径比较——（4）同结构——
观察元素的化合价变化，归纳规律。
3 . 元素化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现由 （第二周期 ），最低负化合价呈现由 的周期性变化。
-4 → -1 → 0
核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化
随着原子序数的递增，原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？
总结元素性质的周期性变化规律
练习1：判断正误： (1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7( ) (2)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8( ) (3)氢元素除了有＋1价外，也可以有−1价，如NaH( )
2. 下列各组元素性质的递变错误的是（ ）A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高C．B、C、N、O、F原子半径依次增大D．Be、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增强
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
二、第三周期元素性质的递变
2．两性氢氧化物(1)概念：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。(2)氢氧化铝的两性①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：反应方程式：②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：反应方程式：③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，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
第三周期元素性质的递变
4．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
三、元素周期律的内容与实质
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素性质的周期性变化是元素原子的______________呈周期性变化的必然结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
4.元素金属性、非金属性强弱比较
(1)结构比较法最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。(2)位置比较法
1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较(1)探究H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱？ (2)探究P3－、S2－、Cl－还原性强弱？ 2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性?
非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si
知识点回顾：元素周期律的内容与实质
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？
门捷列夫在制作元素周期表留下空位置，是根据同主族同周期元素性质的相似性和递变性规律（原子结构，半径，化合价，金属性，非金属性等），即根据周期表体现的相似性和递变性规律，可以预测未知元素的性质。他就能根据这种规律就为还没发现的元素（可能具有类似性质的元素）预留空位置。所以说，像镓元素说是类铝元素（预测其与铝应该具有类似的性质），那么到后面化学家也确实发现了这种类铝元素，即镓。
既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
周期表的左下方是 性最强的元素，是 元素(放射性元素除外)；右上方是 性最强的元素，是 元素；最后一个纵行是 元素。
2.元素周期律 （回顾、总结）
最高正价由＋1→7(O、F除外)最低负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性减弱非金属性增强
金属性增强非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的碱（酸）碱性减弱（酸性增强）
最高价氧化物对应水化物的碱（酸）碱性增强（酸性减弱）
原子得电子能力增强，失电子能力减弱
原子得电子能力减弱，失电子能力增强
1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝主族序数 2．非金属主族元素化合价一般规律：(1)最低负价＝ 主族序数－8 (2)最高正价＋|最低负价|＝8思考题1：氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7? 氢元素的最低负价为-1
二.元素常见化合价与元素在周期表位置的关系
元素金属性、非金属性递变与其在周期表中的位置关系请填写出图中序号所示内容。① ②_____③ ④_____ ⑤ ⑥__⑦ ⑧_______
碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
三.元素周期表和元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式， 即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系
1～20号元素中某些元素的特性1．与水反应最剧烈的非金属单质是 F2，即非金属性最强的元素是 F 元素；所形成的气态氢化物最稳定的是 HF 。2．与水反应最剧烈的金属单质是 K ；原子半径最大的主族元素是 K 元素。3．自然界中硬度最大的单质是含 C 元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是 C 元素。4．常温下有颜色的气体单质是 Cl2 。
5．原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为 H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。6．最高价氧化物对应水化物酸性最强的是Cl元素。7．密度最小的金属单质是Li 。8．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al元素；地壳中含量最高的金属元素是Al 元素。9．地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si 元素。
【问题探究】元素的位置、原子结构、性质之间的关系1．什么元素(放射性元素除外)的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？ 2.如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为X＞Y，能否确定它们的相对位置？
铯的金属性最强,氟的非金属性最强,分别位于元素周期表的第六周期第IA族和第二周期第ⅦA族。
可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y,所以,如果它们同周期，则X在Y的右面;如果它们同主族,则X在Y的上面。
3.已知某元素原子的结构示意图如右图所示，请回答下列问题。（1）写出该元素在元素周期表中的位置。 （2）若用表示X该元素,写该元素的最高价含氧酸的化学式及氢化物的化学式。 （3）预测该元素的单质及其化合物的性质。
该元素属于非金属元素,其单质的氧化性比硫弱; H2XO4,酸性比H2SO4的弱,常见化合价有-2价、+4价、+6价，其中化合价为-2价和+4价时形成的化合物具有较强的还原性等。
(1)指导其他与化学相关的科学技术
①在周期表中__________________，可以找到半导体材料。
四.元素周期表和元素周期律的应用
②在__________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③寻找制取农药的元素 。
如：F、Cl、S、P、As等
(2)元素周期表和元素周期律的理论应用
1、镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水
2、下列说法正确的是( ) A. C、N、O、F原子半径依次增大B. NH3、H2O(g)、HF 稳定性依次增强C. HClO比H2SO4酸性强。D. 甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时， 甲得电子的数目多， 所以甲活泼。
元素非金属性越强，氢化物越稳定
HClO不是最高价氧化物对应酸
活泼性与得失电子数目无关，与得失电子的能力有关
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，同一周期元素的性质又有什么变化规律？
思考：1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价有何规律？
你能归纳出核外电子的排布规律吗？
一、元素性质的周期性变化规律
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 的周期性变化(第一周期除外)
观察原子的半径变化，归纳规律。
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化。
2 . 元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的比较：（1）同周期——（2）同主族——（3）同种元素①同种元素的原子和离子半径比较——②同种元素不同价态的阳离子半径比较——（4）同结构——
观察元素的化合价变化，归纳规律。
3 . 元素化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现由 （第二周期 ），最低负化合价呈现由 的周期性变化。
-4 → -1 → 0
核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化
随着原子序数的递增，原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？
总结元素性质的周期性变化规律
练习1：判断正误： (1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7( ) (2)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8( ) (3)氢元素除了有＋1价外，也可以有−1价，如NaH( )
2. 下列各组元素性质的递变错误的是（ ）A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高C．B、C、N、O、F原子半径依次增大D．Be、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增强
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
二、第三周期元素性质的递变
2．两性氢氧化物(1)概念：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。(2)氢氧化铝的两性①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：反应方程式：②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：反应方程式：③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，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
第三周期元素性质的递变
4．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐______，非金属性逐渐______。
三、元素周期律的内容与实质
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素性质的周期性变化是元素原子的______________呈周期性变化的必然结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
4.元素金属性、非金属性强弱比较
(1)结构比较法最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。(2)位置比较法
1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较(1)探究H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱？ (2)探究P3－、S2－、Cl－还原性强弱？ 2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性?
非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si
知识点回顾：元素周期律的内容与实质
门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。
门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？
门捷列夫在制作元素周期表留下空位置，是根据同主族同周期元素性质的相似性和递变性规律（原子结构，半径，化合价，金属性，非金属性等），即根据周期表体现的相似性和递变性规律，可以预测未知元素的性质。他就能根据这种规律就为还没发现的元素（可能具有类似性质的元素）预留空位置。所以说，像镓元素说是类铝元素（预测其与铝应该具有类似的性质），那么到后面化学家也确实发现了这种类铝元素，即镓。
既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
在元素周期表中，主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
周期表的左下方是 性最强的元素，是 元素(放射性元素除外)；右上方是 性最强的元素，是 元素；最后一个纵行是 元素。
2.元素周期律 （回顾、总结）
最高正价由＋1→7(O、F除外)最低负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性减弱非金属性增强
金属性增强非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的碱（酸）碱性减弱（酸性增强）
最高价氧化物对应水化物的碱（酸）碱性增强（酸性减弱）
原子得电子能力增强，失电子能力减弱
原子得电子能力减弱，失电子能力增强
1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝主族序数 2．非金属主族元素化合价一般规律：(1)最低负价＝ 主族序数－8 (2)最高正价＋|最低负价|＝8思考题1：氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7? 氢元素的最低负价为-1
二.元素常见化合价与元素在周期表位置的关系
元素金属性、非金属性递变与其在周期表中的位置关系请填写出图中序号所示内容。① ②_____③ ④_____ ⑤ ⑥__⑦ ⑧_______
碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
三.元素周期表和元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式， 即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系
1～20号元素中某些元素的特性1．与水反应最剧烈的非金属单质是 F2，即非金属性最强的元素是 F 元素；所形成的气态氢化物最稳定的是 HF 。2．与水反应最剧烈的金属单质是 K ；原子半径最大的主族元素是 K 元素。3．自然界中硬度最大的单质是含 C 元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是 C 元素。4．常温下有颜色的气体单质是 Cl2 。
5．原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为 H元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是H元素。6．最高价氧化物对应水化物酸性最强的是Cl元素。7．密度最小的金属单质是Li 。8．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al元素；地壳中含量最高的金属元素是Al 元素。9．地壳中含量最高的元素是O元素，次者是Si 元素。
【问题探究】元素的位置、原子结构、性质之间的关系1．什么元素(放射性元素除外)的金属性最强？什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？ 2.如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素，且它们的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为X＞Y，能否确定它们的相对位置？
铯的金属性最强,氟的非金属性最强,分别位于元素周期表的第六周期第IA族和第二周期第ⅦA族。
可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性为X>Y,所以,如果它们同周期，则X在Y的右面;如果它们同主族,则X在Y的上面。
3.已知某元素原子的结构示意图如右图所示，请回答下列问题。（1）写出该元素在元素周期表中的位置。 （2）若用表示X该元素,写该元素的最高价含氧酸的化学式及氢化物的化学式。 （3）预测该元素的单质及其化合物的性质。
该元素属于非金属元素,其单质的氧化性比硫弱; H2XO4,酸性比H2SO4的弱,常见化合价有-2价、+4价、+6价，其中化合价为-2价和+4价时形成的化合物具有较强的还原性等。
(1)指导其他与化学相关的科学技术
①在周期表中__________________，可以找到半导体材料。
四.元素周期表和元素周期律的应用
②在__________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③寻找制取农药的元素 。
如：F、Cl、S、P、As等
(2)元素周期表和元素周期律的理论应用
1、镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( )A.镭比钙金属性更强 B.氢氧化物呈两性C.在化合物中呈+2价 D.碳酸盐难溶于水
2、下列说法正确的是( ) A. C、N、O、F原子半径依次增大B. NH3、H2O(g)、HF 稳定性依次增强C. HClO比H2SO4酸性强。D. 甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时， 甲得电子的数目多， 所以甲活泼。
元素非金属性越强，氢化物越稳定
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