4.2 元素周期律（课件）-高中化学人教版（2019）必修第一册.pptx

第四章物质结构元素周期律和氯第二节元素周期律

内容索引学习目标活动方案课堂反馈

学习目标

1．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。2．知道原子结构、元素在周期表中的位置与元素性质之间的关系。3．感受元素周期律与元素周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的价值。

活动方案

活动一：探究原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律下表为原子序数3～9号、11～17号元素的原子半径和主要化合价。第二周期LiBeBCNOF原子半径/nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071主要化合价＋1＋2＋3＋4、－4＋5、－3－2－1最外层电子数1234567

第三周期元素NaMgAlSiPSCl原子半径/nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099主要化合价＋1＋2＋3＋4、－4＋5、－3＋6、－2＋7、－1最外层电子数1234567

(1)在表格中填写相应元素原子的最外层电子数，分析原子最外层电子数与元素主要化合价的关系。【答案】最外层电子数＝最高正价(O、F除外)，非金属元素最低负价＝最外层电子数－8。

(2)分析表格中数据，寻找哪些数据存在周期性变化的规律，它们是如何变化的？【答案】随着原子序数的递增，原子半径、主要化合价和原子核外电子排布均呈现周期性变化。分别以3～9号、11～17号各为一周期，随着原子序数的增大，在同一周期内，原子半径逐渐减小；主要化合价中最高正价从＋1价变化到＋7价，最低负价＝最外层电子数－8；原子的最外层电子数从1到7递增。

活动二：探究元素金属性、非金属性的变化规律1．根据原子结构的相关知识，请预测同周期元素金属性、非金属性的变化规律。【答案】同周期元素随着核电荷数的增大、原子的半径减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

2．探究钠、镁、铝的金属性的强弱。实验实验步骤实验现象及化学方程式一取一小段除去表面氧化膜的镁条于试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。等待片刻，加热试管至液体沸腾，并与钠和水的反应进行对比?

实验实验步骤实验现象及化学方程式二取两支试管，分别加入一小段除去表面氧化膜的镁条和铝条，向其中加入等浓度、等体积的盐酸?三取两支试管，分别加入2mL1mol·L－1MgCl2溶液和AlCl3溶液，向其中加入足量的NaOH溶液都有气泡产生，镁条反应剧烈，铝条反应较镁条慢；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑；2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑MgCl2溶液中会产生白色沉淀；MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl；AlCl3溶液中先有白色沉淀，后白色沉淀溶解；AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl、Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]

实验实验步骤实验现象及化学方程式四向试管中加入2mL1mol·L－1AlCl3溶液，滴加氨水至不再产生白色絮状沉淀为止。将生成的沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2mol·L－1盐酸，向另一支试管中滴加2mol·L－1NaOH溶液，边滴边振荡?实验结论?白色沉淀中加盐酸和加氢氧化钠，沉淀均溶解；AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl；Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O；Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]金属性Na＞Mg＞Al

3．比较硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱。元素种类SiPSCl单质与氢气反应的条件高温蒸气与氢气反应加热点燃或光照最高价氧化物对应水化物的酸性的强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸(比H2SO4强)非金属性的强弱?Si＜P＜S＜Cl

4．根据你探究的结论，在图中的4个箭头旁边的方框中，用简要的文字说明元素的金属性、非金属性的递变规律，并归纳出比较元素金属性和非金属性的强弱的方法。

【答案】一般情况下，元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性来判断；非金属性的强弱可以从其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及简单氢化物的稳定性来判断。

活动三：感受元素周期律、元素周期表在科学研究和生产实践中的价值根据元素在周期表中的位置，推断元素性质。门捷列夫根据元素周期律画出的元素周期表有许多空格，他认为这些空格是一些有待发现的未知元素。下表列出了门捷列夫对类铝的预言及被验证的结果。让我们站在巨人的肩膀上进行进一步探究。

类铝(1871年门捷列夫的预言)镓(1875年布瓦博德朗发现镓后测定)相对原子质量约为68比重约为5.9～6.0熔点应很低单质及其氢氧化物能溶于强酸