1、1.3.1 元素周期律的应用(1),认识同周期元素性质的递变规律,短周期 short periods,长周期 long periods,不完全周期 uncompleted period,第7周期：,族 Groupsor Families,主族：,副族：,A , A , A , A ,A , A , A,第VIII 族：,稀有气体元素,零族：,共七个主族,B , B , B , B ,B , B , B,共七个副族,包含三列,元素的性质呈现出周期性的变化，那么这种周而复始是不是又回到了原来的起点了呢？,每一主族的元素性质相似，是不是完全相同？,元素周期表是元素周期律的具体表现形式.那么,元素周期
2、表是怎样体现元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢?,一、认识同周期元素性质的递变,交流研讨：1.第三周期元素的原子结构是如何递变的？,从左到右，核电荷数逐渐增大，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小。,交流研讨：2.尝试根据元素原子结构的递变规律预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。,方法导引,元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、比较元素单质与水（或酸）反应 置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。2、比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。,实验探究,钠、镁、铝失电子能力
3、比较 试剂：酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块），盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水. 仪器：烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。,第一组实验：Na、Mg与水的反应,结论：失电子能力 Na Mg,浮、熔、游、响、红,加热前无明显现象， 加热后生成气泡， 红色明显,2Na + 2H2O 2NaOH + H2 ,Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2 ,第二组实验：Mg、Al与盐酸反应,反应剧烈，产生大量气泡,反应较慢，缓缓产生气泡,结论：失电子能力 Mg Al,Mg + 2H+ Mg2+ +H2 ,2Al + 6 H+ 2Al
4、 3+ + 3H2 ,NaOH溶液,MgCl2溶液,AlCl3溶液,现象：,白色沉淀Mg(OH)2,白色沉淀Al(OH)3,加稀硫酸,加NaOH溶液,加稀硫酸,加NaOH溶液,现象：,第三组实验,列表总结：,NaOH强碱,Mg(OH)2中强碱,Al(OH)3 两性 氢氧化物,剧烈,迅速,方法导引,元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越容易进行，元素原子得电子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。3、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强
5、。,非金属性：Si P S Cl,科学事实,非金属性：Si P S Cl,科学事实,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H4SiO4,H3PO4,H2SO4,HClO4,弱酸,中强酸,强酸,最强酸,高温,加热,加热,点燃或光照,SiH4,PH3,H2S,HCl,得电子能力逐渐增强,本节总结：,根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:,Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,同一周期从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强气态氢化物的稳定性逐渐增强,在同
6、一周期中，各元素原子的核外电子层数 ，但从左到右核电荷数依次 ，最外层电子数依次 ，原子半径逐渐 （稀有气体元素除外），原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 。,小结：试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：,相同,增大,增多,减小,减弱,增强,1、判断下列说法是否正确：(1) C、N、O、F原子半径依次增大(2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强(3) HClO比H2SO4酸性强。(4)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。,课堂练习：,错,对,错,错,2、已知X、Y、Z三种元素原子的电子层数相同，且原子序数XYZ，则下列说法正确的是：( ) A、原子半径XYZ B、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱 C、最高价含氧酸酸性H3XO4H2YO4HZO4 D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序 减弱,C,作业： 1、门捷列夫曾预言了“类铝”镓的性质，从周期表中找到铝和镓的位置，并预测他们的性质变化规律，预习第二部分。 2、完成课本第28页-第5题, 并思考：判断元素原子失电子能力或者是得电子能力的强弱还可以采用哪些方法。,
