高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》1(共28张)ppt课件

.,第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律,.,1、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。,.,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；,KLMNOPQ,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5-5118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5-5118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5-5118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：-4-10,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AlSi,LiNaKF-Na+Mg2+Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe+3Fe2+FeH+B,则它们原子序数大小顺序是（）ABCABABCCBCDACB7.下列各组物质的性质变化正确的是（）A酸性HClO4HNO3H3PO4H2SiO4B稳定性H2SHClHBrHIC熔点PbKNaLiD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