第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律[核心素养发展目标]1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化认识元素周期律并理解其实质。2.会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。一、1～18号元素性质的周期性变化规律观察教材表4－5，完成下列表格1．原子最外层电子排布变化规律周期序号原子序数电子层数最外层电子数结论第一周期1→211→2同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期3→1021→8第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)周期序号原子序数原子半径(nm)结论第一周期1→2……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期3→90.152→0.071大→小第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3．元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价结论第一周期1→2＋1→0①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价；③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O、F)最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化(1)第二周期元素从左至右，最高正价从＋1递增到＋7()(2)原子半径最小的元素是氢元素()(3)同周期元素最外层电子数都是从1递增到8()(4)氢元素除了有＋1价外，也可以有－1价，如NaH()答案(1)×(2)√(3)×(4)√1．(1)同周期元素随核电荷数增加原子半径逐渐减小的原因是什么？(2)电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？提示(1)同周期元素电子层数相同，核电荷数增多，即原子核所带正电荷增多，原子核对核外电子吸引力增大，原子半径减小。(2)不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。2．34号元素硒(Se)被国内外医药界和营养学界尊称为“生命的火种”，享有“长寿元素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉，其原子结构示意图为。(1)推断该元素在周期表中的位置：第四周期ⅥA族。(2)按要求写化学式：①气态氢化物为H2Se；②最高价氧化物对应的水化物为H2SeO4。(3)推测35Br的最高正化合价和最低负化合价的数值分别是＋7、－1，原子半径的大小关系为：r(Se)>r(Br)(填“>”或“<”)。1．主族元素主要化合价的确定方法(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。2．氢化物及其最高价含氧酸的关系ⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物RH4RH3H2RHR最高价氧化物对应的水化物H2RO3或H4RO4H3RO4或HRO3H2RO4HRO4二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律(1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究①原理：金属与水反应置换出H2的难易。②实验操作：③现象：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。④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====Mg(OH)2＋H2↑。结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况沉淀逐渐溶解沉淀逐渐溶解沉淀溶解沉淀不溶解相关反应的化学方程式Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3分类强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3结论金属性：Na>Mg>Al3.硅、磷、硫、氯...
