元素周期律PPT.ppt

二、元素周期律,在课本P14-15表中写出元素周期表前三周期元素（1-18号）的符号及原子的核外电子 排布（用原子结构示意图表示）,思考并讨论：,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18,118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,结论： 同周期元素随原子序数递增，原子半径逐渐减小,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,结论： 同周期元素随原子序数递增，化合价呈周期性变化。,主族元素最高正价=最外层电子数=主族序数 负价=最外层电子数-8 注意：F无正价，金属无负价,H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar,元素化合价周期性递变图,* 化合价与最外层电子数关系,结论2、随着元素原子序数的递增，电子层相同的元素主要化合价呈现周期性的变化。,主族元素原子半径的递变规律,主族,周期,同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体）,B. 同主族元素： 从上到下原子半径逐渐变大,1、原子半径大小比较,从上到下:电子层数依次增加- 原子半径越来越大,从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加- 原子半径越来越小(零族除外),2、离子半径大小的比较,(3)具有相同电子层结构的离子,(1)同主族,(2)同周期主族元素,(1)同主族,(2)同周期主族元素,从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大,从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小,阴离子半径大于阳离子半径,核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- 8O2- 9F- 11Na+ 12Mg2+ 13Al3+ 18电子：16S2- 17Cl- 19K+ 20Ca2+,3、同种元素的各种粒子半径大小比较,4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子 半径大小比较,核外电子数越多，微粒半径越大 如：FeFe2+ Fe3+ ，Cl-Cl,找出其他元素作参照对比判断 如Na+与S2-哪个大半径大小比较： 可选F-、Cl-来对比， 因为Na+Cl-， Cl-F-，所以S2-Na+。,练习:,Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-,K+、 CI-、 S2-、Ca2+,( S2- S 、 AI AI3+),比较下列粒子半径的大小,（N3- O2- Na+ Mg2+）,( S2- CI- K+ Ca2+ ),S2- 与 S 、 AI 与 AI3+,小结：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： (1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越多，半径越大。 (2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)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。,金属性,单质跟水或酸反应置换氢的难易,最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,金属单质间的置换反应,非金属性,与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,非金属单质间的置换反应,1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法,（四）元素金属性、非金属性的周期性变化,放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液， 观察现象；过一会加热至沸腾，再观察现象。,镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡溶液变为红色。,镁元素的金属性比钠弱,讨论第三周期元素性质的递变规律,结论：,镁元素的金属性比铝强,实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L） 盐酸反应。 现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。 结论： Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2,1、金属单质与水或酸的反应,与冷水剧烈反应,与沸水反应,剧烈反应,反应比镁慢,结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气的能力依次减弱。,与沸水反应很缓慢,剧烈反应，且发生燃烧,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,中强碱,（ ）,（ ）,2、最高价氧化物对应水化物的碱性,强碱,两性氢氧化物,结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。,同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。,元素金属性强弱的判断依据,1、金属单质从水或酸溶液中置换出 H2 的难易程度,2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强弱,再探元素周期律,非金属性强弱的比较,Si,P,S,Cl,高温,H4SiO4 弱酸,磷蒸气与氢气能反应,H3PO4 中强酸,需加热,H2SO4 强酸,光照或点燃,HClO4 最强酸,氢化物化学式,元素,14Si,15P,16S,17Cl,非金属性：SiPSCl,单质与氢气的化合条件,氢化物的稳定性,SiH4,PH3,H2S,HCl,高温下少量反应,磷蒸气，困难,加热反应,光照或点燃,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,从氢化物的稳定性看,非金属性逐渐增强,同周期中，随着原子序数的增加，元素的非金属性逐渐增强。,结论： Na Mg Al Si P S Cl,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,同一周期元素,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,用结构观点解释： 同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.,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,4.元素的金属性和非金属性递变小结,+1+7 -4-1,最高正价=族序数(O、F除外),由易到难,由难到易,元素性质的递变小结,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数18,（K层电子数12）,同周期元素原子半径 大小,化合价：+1+7 41,决定了,归纳出,引起了,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化.,元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性,1.下列事实能说明金属性NaMg的是( ) A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B.Na能与冷水反应，而Mg不能； C.碱性NaOH Mg(OH)2 ； D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；,BC,2.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ） 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,3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列的是（ ） A.Na、Mg、Al B.Cl、S、P C.Na、N、F D.Cl、Br、I 4.下