第1课时元素性质的周期性变化规律目标与素养：1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。(宏观辨识与微观探析)2.理解元素周期律的内容和实质。(宏观辨识与微观探析)一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子结构的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211→223～1021→8811～1831→88结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化2.原子半径的变化规律3～10号元素LiBeBCNOFNe原子半径/pm152898277757471－逐渐减小11～18号元素NaMgAlSiPSClAr原子半径/pm18616014311711010299－变化趋势逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化3.元素主要化合价的变化规律原子序数主要化合价的变化1～2＋1―→03～10＋1―→＋5－4―→－1―→011～18＋1―→＋7－4―→－1―→0结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化二、探究第三周期元素性质的递变规律1．钠、镁、铝的性质比较单质单质与水(或化学方程式最高价氧化物对应水化物酸)的反应现象的碱性强弱Na与冷水剧烈反应，放出氢气2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑NaOH强碱Mg与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气；与酸剧烈反应，放出氢气Mg＋2H2O=====Mg(OH)2＋H2↑；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑Mg(OH)2中强碱Al与酸迅速反应，放出氢气2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑Al(OH)3两性氢氧化物结论：(1)金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al；(2)随着核电荷数减小，与水(酸)反应越来越容易，氢氧化物的碱性越来越强2.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律单质SiPSCl最高正价＋4＋5＋6＋7最低负价－4－3－2－1最高价氧化物对应的水化物H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸(酸性比硫酸强)酸性强弱3.结论综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：从左往右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。三、元素周期律1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。2．实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈现周期性的变化的必然结果。1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小()(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7()(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强()(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强()[答案](1)×(2)×(3)×(4)×2．元素性质呈周期性变化的决定因素是()A．元素原子半径大小呈周期性变化B．元素相对原子质量依次递增C．元素原子核外电子排布呈周期性变化D．元素的最高正化合价呈周期性变化C[元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。]3．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”“减小(弱)”或“相同(不变)”](1)各元素的原子半径依次________，其原因是____________________________________________________________________________________________________________。(2)各元素原子的电子层数________，最外层电子数依次________。(3)元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐_________，元素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。[答案](1)减小电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小(2)相同增大(3)减弱增强减弱增强元素的金属性、非金属性强弱判断规律1.金属性强弱的判断依据(1)元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。(2)元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。(3)金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。(4)在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。(5)金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。2．非金属性强弱的判断依据(1)非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。(2)非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非...
