高一化学元素周期律3.ppt

第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律,知识与技能： 1、了解元素原子核外电子的排布规律。 2、掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性的变化。 3、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性的变化 的规律。 4、掌握元素周期表和元素周期律的应用。 5、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。 6、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 过程与方法 1、归纳法、比较法。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性” 的关系。 2自主分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 情感、态度与价值观 1培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。 2培养学生辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。 3培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。,要点提示：,重点： 1、原子的构成。 2、掌握原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 3、元素周期律的实质。 4、位置、结构、性质三者之间的关系。 难点： 位置、结构、性质三者之间的关系。,1、原子的构成:,原子核,核外电子,质子,中子,原子序数核电荷数质子数核外电子数,元素种类,原子(核素)种类,元素的化学性质,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,一、知识回顾：,2. 原子核外电子的排布, 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示）； 在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起；,K L M N O P Q,由内到外，能量逐渐升高,3. 核外电子的排布规律,(1)各电子层最多容纳2n2个电子；,(2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；,(3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；,（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。,以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。,表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,原子半径 大小,原子半径 大小,表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价：正价+10,主要化合价：正价+1+5，负价：-4 -1 0,主要化合价：正价+1+7，负价：-4 -10,4、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,5、元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。,6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零 族 元 素,1、 根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是 , 位于第6周期第A族（ ），非金属性最强的元素是 ,位于第2周期第A族（ ）。,位于 的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。,（1）最高正价数主族序数最外层电子数,（2）最低负价数主族序数 8 最外层电子数 8,铯（Cs）,左下角,氟（F）,右上角,分界线附近,2、元素的化合价与位置、结构的关系,7. 元素周期表和元素周期律的应用,1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用,结构,位置,性质,（1）结构决定位置：原子序数核电荷数 周期序数电子层数 主族序数最外层电子数,最外层电子数和原子半径,原子得失电子的能力,元素的金属性、非金属性强弱,单质的氧化性、还原性强弱,（2）结构决定性质： 最外层电子数主族元素的最高正价数 8负价数,（3）位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性,（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。,（2 ）可预测或推测元素的原子结构和性质,（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18,（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。,2. 元素周期律的其他应用和意义,判断依据,规律小结：,比较微粒半径大小的规律, 同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小, 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大, 同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大 即：阳离子中性原子阴离子, 具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大离子半径越小,Na Mg Al Si,Li Na K F- Cl- Br-,O2- F- Na+ Mg2+ Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe+3 Fe2+ Fe H+ H H-,“阴上阳下、径小序大”,例1：下列排列顺序正确的是（ ） 热稳定性：H2OHFH2S 原子半径：NaMgO 酸性：H3PO4H2SO4HClO4 离子半径： Cl- S2- K+ 碱性：Ca(OH)2 Mg(OH)2 Al(OH)3 A B C D,典例分析,B,例2.下列有关元素周期律的叙述，正确的是（ ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化,A,例3,我国最新报道的高温超导体中，铊（T l)是成分之一，已知铊与铝是同族元素，关于铊的性质中，可能错误的是：（ ） A 是银白色的金属 B 能生成+3价的化合物 C Tl(OH)3 与 Al(OH)3一样是两性的氢氧化物 D与稀硝酸作用，生成硝酸盐,C,讨论 ：用A、B、C2、D、E、F、G和H分别表示 含有18个电子的八种微粒（离子或分子），请回答： （1）A元素是 、B元素是 、C元素是_ （用元素符号表示）。 （2）D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是 。 （3）E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子，其分子 式是 。 （4）F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是 ， 电子式是 。 （5）G分子中含有4个原子，其分子式是 。,K C1 S,HC1,F2,H2S,H2O2 或 PH3,练习,1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ） ANaOH BAl(OH)3 CCa(OH)2 DRbOH 2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ） Na2CO3NaHCO3 Al2O3 Al(OH)3 A B C D,A c,D,3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （ ） ACN、O、F BK、Mg、CS CF、Cl、Br、I DLi、NaK、Rb 4. AB均为原子序数120的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2离子少8个电子，则B的原子序数是 （ ） An+4 Bn+6 Cn+8 Dn+10 5.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ） Aa原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 Ba原子电子层数比b原子的电子层数多 C1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b从酸中置换H+ 生成的H2多 D常温时，A能从水中置换出氢，而B不能,B,A,D,6. A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，它们相同物质的量的原子获得相同物质的量的电子时释放出的能量是ACB,则它们原子序数大小顺序是（ ） ABCA BABC CBC DACB 7.下列各组物质的性质变化正确的是 （ ） A酸性HClO4HNO3H3PO4H2SiO4 B稳定性H2SHClHBrHI C熔点PbKNaLi D溶解性NaHCO3Na2CO3NaOH,D,A,8.原子序数118号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是_； （3）在室温下有颜色的气体单质是_； （4）在空气中容易自燃的单质名称是_； （5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是_； （6）原子半径最小的元素是_； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_。 9. 在Na、K、O、N、CLi、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_。,Na,F2,F2 Cl2,白磷,Na,H,N,HF,Cl,HFONCLiNaK,10.元素周期律是指元素的性质随_的递增，而呈_性变化的规律。 11. A、B两种元素的原子，当它们分别获得1个电子形成稀有气体原子的电子层结构时，A放出的能量大于B。下列叙述中正确的是（ ） AA的氧化性小于B BB的还原性大于A CA的还原性大于B DA的氧化性大于B,原子序数,周期性,获得电子时，要释放出能量，放出能量的越多，说明其越容易得电子，A的非金属性越强。,B D,12.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ） AH2BO4 BH3BO3 CHBO2 DH2B4O7 13.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（ ） A. 原子半径按X、Y、Z依次增大 B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 C. 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 D. 氢化物的稳定性按X、Y、Z