高中化学《第一章 第二节 第2课时 元素周期律》课件 新人教版必修

第二节 元素周期律 第2课时 元素周期律,1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一种元素算起，每到第八种元素就和第一种元素的性质相近，很像 音乐上的八度音循环，他干脆把元素的这种周期性 叫做：“八音律”，并画出了标示元素关系的“八音律” 表。但是，条件限制了他作进一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按相对原子质量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神”的裙角，差点就揭示元素周期律了，一个伟大的发现与他擦肩而过！ 那么，在现行元素周期表中一百多种元素之间的内在规律是什么呢？,1了解元素原子结构的周期性变化。 2了解元素性质的周期性变化。 3理解元素周期律的内容及实质。 4形成结构决定性质的科学思想。,1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,1(1)2 2 8 8 8 8 周期性,元素周期律,(2)原子半径的变化规律,(2)变小 变小 周期性,(3)元素的主要化合价变化规律,(3)5 4 7 4 周期性,2.探究第三周期元素性质的递变规律： (1)钠、镁、铝金属性的递变规律 与水反应：_与冷水剧烈反应；_常温下遇水无明显现象；加热时镁带表面有大量气泡出现，滴入酚酞变_。_在常温或加热下，遇水无明显现象。分别写出钠和镁与水反应的化学方程式：_ _、_。 与酸反应：Mg与盐酸反应要比Al_。与Mg反应的试管壁温度_，与Al反应的试管壁温度_。分别写出镁和铝与稀盐酸反应的化学方程式：_、_。 Na2O、MgO为_氧化物，Al2O3为_氧化物。NaOH为_碱，Mg(OH)2为_ _碱，Al(OH) 3为_。,2(1)Na Mg 红 Al 2Na2H2O 2NaOHH2 Mg2H2O Mg(OH)2H2 剧烈 升高 升高 Mg2HCl MgCl2H2 2Al6HCl 2AlCl33H2 碱性 两性 强 中强 两性氢氧化物,(2)硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律,(2)4 5 6 7 4 3 2 1 高温 蒸气 加热 光照 点燃 爆炸 H2SiO3 弱 H3PO4 中强 H2SO4 强 HClO4 最强 增强 增强,综上所述，我们可以从1118号元素性质的变化中得出如下结论： 金属性逐渐_，非金属性逐渐_。 3元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈_的规律。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素_的必然结果。也就是说，由于元素_，引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。,减弱 增强 3(1)周期性变化 (2)原子核外电子排布周期性变化 原子结构的周期性变化,综合拓展,一、周期表中元素性质的变化规律,特别关注：元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系 元素原子的核外电子排布决定着元素的主要性质。 (1)一般来说，当最外层电子数少于4个时，易失去电子，表现出金属性；当最外层电子数多于4个时，易得到电子，表现出非金属性。 (2)当最外层为8个电子(氦为2个电子)时，原子处于稳定结构，化学性质稳定。 二、微粒半径大小的规律 比较微粒半径大小时，首先要确定微粒间的相同点，即微粒间的电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，然后再利用规律进行比较。 1同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小。 如r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)。,2同主族元素的原子半径从上到下逐渐增大。 如r(Li)r(Mg2)r(Al3)。 同周期元素形成的阴离子，从左到右阴离子半径逐渐减小。如r(P3)r(S2)r(Cl)。 特别关注：同周期中元素的阳离子半径均小于元素的阴离子半径。 4同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)；r(F) r(Cl) r(Br)r(I)。,5具有相同电子层结构的离子半径随着原子序数的增大而减小(即“径小序大”)。如Na、Mg2、Al3、F、O2具有相同的电子层结构，其离子半径关系为r(O2)r(F)r(Na) r(Mg2)r(Al3)。 6同种元素核电荷数相同，其半径的大小决定于电子层数及电子数的多少，电子层越多半径越大，电子数越多半径越大，故r(阳离子)r(Na)r(Mg2)。,尝试应用,1短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如图所示。下列判断正确的是( ) A原子半径：丙丙 C氢氧化物碱性：丙丁戊 D最外层电子数：甲乙,解析：本题应从元素周期表的编排原则，元素的原子结构、性质及在周期表中的位置关系等方面分析。 根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：丙丁戊，A项错误；根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：甲丁戊，由于元素的金属性越强，其氢氧化物碱性越强，故氢氧化物的碱性：丙丁戊，C项正确；根据同周期元素从左到右，原子的最外层电子数逐渐增多，则最外层电子数：甲乙，D项错误。 答案：C,2下列关于元素周期律和元素周期表的说法，正确的是( ) A目前发现的所有元素占据了周期表里的全部位置，不可能再有新的元素被发现 B元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化 C俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献 D同一主族的元素从上到下，金属性呈周期性变化,解析：元素周期律是元素性质随原子序数的递增而发生周期性变化的规律，B正确。元素周期表是俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上按元素相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行而编制的表，是化学发展史上的重要里程碑之一。有些元素还有待于发现，有些新元素已经被发现，因此不能说不可能再有新元素发现。在元素周期表中，同一主族的元素从上到下由于原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，属递变性变化而不是周期性变化。 答案：B,3下列各组气态氢化物稳定性按由强到弱的顺序排列的是( ) ASiH4、PH3、H2S、HCl BHF、HCl、HBr、HI CPH3、H2S、HCl、HF DNH3、PH3、AsH3、HF 解析：同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，则气态氢化物稳定性逐渐增强，所以A中气态氢化物稳定性是由弱到强；同主族从上至下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，则气态氢化物稳定性也逐渐减弱。故B正确。同理分析C、D。 答案：B,一、元素周期律,下列说法中，正确的是( ) ASiH4比CH4稳定 BO2半径比F小 CNa和Cs属于第A族元素，Cs失电子能力比Na强 DP和As属于第A族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱,变式应用,1下列对各组元素性质递变情况描述错误的是( ) ALi、Be、B原子最外层电子数依次增多 BP、S、Cl元素最高正价依次升高 CN、O、F元素最高正价依次升高 DNa、K、Rb的最外层电子数相同 解析：随着原子序数的递增，核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化，但O、F两元素无正价。 答案：C,二、微粒半径大小的比较,下列微粒半径大小比较正确的是( ) ANaClNaAl3 CNaClNaAl3。 答案：B,名师点睛：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较微粒半径的大小： 一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越多，半径越大。 二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。,变式应用,2已知An、B(n1)、Cn、D(n1)具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是_，离子半径由大到小的顺序是_，原子序数由大到小的顺序是_。,解析：根据An、B(n1)、Cn、D(n1)四种离子具有相同的电子层结构及离子所带的电荷数可确定出A、B、C、 D在周期表中的位置关系： D C A B D C，故原子 序数由大到小的顺序为BACD；原子半径ABDC，又因原子半径DD，CC，且DC，故原子半径ABDC；根据具有相同的电子层结构的微粒，质子数越大，半径越小的规律可知，离子半径D(n1)CnAn B(n1)。 答案：ABDC D(n1)CnAnB(n1)BA C D,1元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是( ) A化合价 B原子半径 C元素的金属性和非金属性 D相对原子质量 2下列有关性质递变的叙述中，正确的是(