高一化学必修2_第一章第二节元素周期律第2课时课件

第二节元素周期律（2）,第一章物质结构元素周期律,学习目标：1、了解元素的位、构、性的关系，并能灵活运用。2、了解元素周期表和元素周期律应用的广泛性和重要性。3、了解元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系和应用。重点和难点：元素的位、构、性的关系和应用。,单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性）,形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性）,最高价氧化物的水化物最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性）,非金属单质之间的置换（非金属性的置换非金属性的）,非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性）,越强,越强,强,弱,越强,越强,巩固：元素非金属性强弱的判断,单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性）,形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性）,最高价氧化物的水化物最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性）,非金属单质之间的置换（非金属性的置换非金属性的）,非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性）,越强,越强,强,弱,越强,越强,巩固：元素非金属性强弱的判断,复习,1.核外电子排布规律？2.元素周期律的定义，内容，实质？,从1逐渐增到7（第1周期除外）,相同,正价由+1+7负价由-4-1,最高正价相同,逐渐减小（稀有气体除外）,逐渐增大,金属性减弱，非金属性增强,金属性增强，非金属性减弱,碱性减弱，酸性增强,酸性减弱，碱性增强,生成由难到易，稳定性由弱到强,生成由易到难，稳定性由强到弱,还原性减弱,还原性增强,失电子由易到难,得电子由易到难,3.A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数也等于电子层数，A是。4.B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是。5.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。则C是。6.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。则D是。,Be,Si,B,Ne,三、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）位置反映性质：同周期：从左到右，递变性,（4）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,F,Cs,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铯（Cs）,位于第6周期第A族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第A族（右上角）。,位于分界线附近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。,2、元素的化合价与位置、结构的关系（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,（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.17,（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。,3、元素周期律的应用和意义,越大,越小,越大,电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径,电子层数和核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数越多)，则半径,微粒半径大小比较规律,先看电子层数,电子层数越多，则半径,一般情况下(稀有气体除外):,如LiNaKRbCs,IBrClF,如NaMgAl,FONC,r(Na+)r(F-)C.r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)D.r(Cl-)r(F-)r(F),AB,小结:,（）比较微粒半径大小:三看,一看电子层数,二看核电荷数,三看