4.2元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件-高一上学期化学人教版

人教版·必修·第一册

第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律

第2课时元素周期表和周期律的应用通渭一中授课人：李丽萍宏观辨识与微观探析知道元素周期表的简单分区。证据推理与模型认知进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。通过元素周期律、元素周期表的应用的探究，培养学生科学态度与社会责任、证据推理与模型认知能力。【学习目标与核心素养】门捷列夫是根据同周期、同主族元素性质的递变规律来预言未知元素的性质的。这节课我们来具体研究一下门捷列夫是如何进行推测的，元素周期律和元素周期表在化学研究中的具体的应用又是什么？

门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？（一）认识元素位、构、性的关系

元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。二、元素周期表和周期律的应用ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族周期元素金属性逐渐增强单质还原性增强原子半径逐渐增大1234567BAlSiGeAsSbTePoAt原子半径逐渐减小单质氧化性增强元素非金属性逐渐增强元素金属性逐渐增强元素非金属性逐渐增强金属非金属稀有气体元素1.原子半径与性质的关系最强最强注意：氟（F）元素是自然界中存在的非金属性最强的元素；钫是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯(Cs)的金属性是最强的。（1）元素金属性强弱的比较金属性的强弱，实质是元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强Ⅰ.根据元素单质及其化合物的相关性质判断①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe；②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg；③金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu；④元素的原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。Ⅲ.根据金属活动性顺序判断一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。Ⅱ.根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。提醒

金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数的多少。如：Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。（2）非元素金属性强弱的比较非金属性的强弱，实质是元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强Ⅰ.根据元素周期表判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强；②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。Ⅱ.根据元素单质及其化合物的相关性质判断①非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br；②气态氢化物越稳定，其非金属性越强。如稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl；③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性：S＞P；④非金属单质间的置换反应。如Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I；⑤元素的原子对应阴离子的还原性越强，其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族周期元素金属性逐渐增强1234567BAlSiGeAsSbTePoAt元素非金属性逐渐增强元素金属性逐渐增强元素非金属性逐渐增强金属非金属稀有气体元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。最高正价+|最低负价|=8（H、O、F除外）最高正价=最外层电子数=主族序数2.元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系原子序数=核电荷数周期数=电子层数主族序数=最外层电子数同位素－化学性质相同

相似性递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族——递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）原子半径最外层电子数决定金属性、非金属性强弱(主族)最外层电子数=最高正价数非金属最高正价+|最低负价|=8原子结构表中位置元素性质1.推测元素的位置、结构和性质（二）元素周期表和元素周期律的应用原子结构决定元素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。（1）预测元素的性质2.根据卤族元素的性质递变规律，推知元素砹(At)的性质：有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。1.镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是(

)A.镭比钙金属性更强B.氢氧化物呈两性C.在化合物中呈+2价D.碳酸盐难溶于水B2.指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质（2）比较元素的性质3.下列说法正确的是()

A.C、N、O、F原子半径依次增大B.NH3、H2O(g)、HF稳定性依次增强C.HClO比H2SO4酸性强。D.甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。减小×元素非金属性越强，氢化物越稳定√HClO不是最高价氧化物对应酸×活泼性与得失电子数目无关，与得失电子的能力有关×B4.已知电子层数相同的三种元素X、Y、Z，其最高价含氧酸酸性：H3XO4<H2YO4<HZO4，则下列说法正确的是()A.原子半径X<Y<ZB.得电子能力X、Y、Z逐渐减弱

C.单质与氢气反应按照X、Y、Z顺序越来越容易

D.气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序减弱C同一周期非金属性逐渐增强位置：X、Y、ZX＞Y＞Z增强增强×××√1.在金属与非金属分界处寻找半导体材料2.寻找制取农药的元素——如：F、Cl、S、P、As等3.在过渡元素中寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料——在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质3.指导其他与化学相关的科学技术【小结】元素周期律元素周期表表现形式体现应用推测元素的位置、结构和性质指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质指导其他与化学相关的科学技术——在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质1.下列说法错误的是（）A.作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的

交界处B.农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内C.构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内D.在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素C【课堂练习】2.X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素。下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是（）A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来C.X的单质比Y的单质更容易与氢气反应D.同浓度下X的氢化物水溶液比Y的氢化物水溶液的酸性强C3.镓(Ga)是火法冶炼锌过程中的副产品，镓与铝同主族且相邻，化学性质与铝相似。下列有关镓和镓的化合物的说法正确的是

___(填字母序号)。

A.一定条件下，Ga可溶于盐酸和氢氧化钠B.常温下，Ga可与水剧烈反应放出氢气C.一定条件下，Ga(OH)3可与NaOH反应生成盐AC4.1782年，奥地利首都维也纳一家矿场监督牟勒是第一个提取出碲的人，他在罗马尼亚的一个矿坑中在当地人称为“奇异金”的矿石中提取出碲。碲(Te)是与O、S同主族的元素，位于第五周期。据此，推断碲的相关性质错误的是(

)A.碲的单质在常温下是固态B.碲的常见化合价是-2、+4、+6C.碲可能作半导体材料D.碲的氢化物H2Te很稳定D方法规律一微粒半径的大小比较同周期同主族同元素同结构序大径小序大径大价高径小序大径小同周期元素的原子、最高价阳离子、简单阴离子的半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外）。如Na＞Mg＞Al＞Si；Na+＞Mg2+＞Al3+；N3-＞O2-＞F-同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大。如Li＜Na＜K；Li+＜Na+＜K+；F-＜Cl-＜Br-同一元素的不同价态的微粒半径，价态越高半径越小。如Fe＞Fe2+＞Fe3+；核外电子排布相同的离子半径，核电荷数增大，半径减小。如O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+；1.“四同法”比较微粒半径的大小(1)比较电子层数：电子层数越多，半径越大。(2)比较核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)比较核外电子数：电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，电子间的排斥力越大，半径越大。2.“三看法”比较微粒半径的大小跟踪训练（大本P10）2.下列4种微粒中，半径按由大到小的顺序排列的是A.①＞②＞③＞④ B.③＞④＞①＞②C.③＞①＞②＞④ D.①＞②＞④＞③√S

Cl

S2－

F①②相比半径：①＞②；①③相比半径：③＞①；②④相比半径：②＞④；故半径：③＞①＞②＞④3.已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是A.离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋B.原子序数：d>c>b>aC.原子半径：A>B>D>CD.单质的还原性：A>B>D>C√a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1原子序数：a>b>d>c×电子层结构相同时，核电荷数越小，离子半径越大，故离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋BACD原子半径：B>A>C>D金属性：B>A>C>D，则单质的还原性：B>A>C>D××4.若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是A.离子半径：Am＋＜Bn－B.原子半径：A＜BC.A的原子序数比B大m＋nD.b＝a－n－m√a－m＝b＋nBA原子半径：A＞B由于a－m＝b＋n，则a－b＝m＋n，b＝a－m－n。离子半径：Am＋＜Bn－，6.下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)。把与下面的元素有关性质相符的曲线图的标号填在相应横线上。(1)第ⅡA族元素的最外层电子数：_____。B第ⅡA族元素的最外层电子数均为2，随着核电荷数的增大，最外层电子数不变(2)第三周期离子Na＋、Mg2＋、Al3＋、P3－、S2－、Cl－的离子半径：___。C最外层电子数相同，电子层越多，离子半径越大，所以离子半径：Cl－＞Na＋，所以离子半径：P3－＞S2－＞Cl－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋、P3－＞S2－＞Cl－(3)第二、三周期主族