(部编)人教2011课标版一年级上册元素周期律.ppt

1、元素周期律（第一课时）,二、原子核外电子的排布,1、电子层的划分,(1)各电子层最多容纳2n2个电子；,2、核外电子排布规律,(2)最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层时不超过2个)；,(3)次外层电子数不超过18，倒数第三层不超过32个,（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,以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。练习：课本 P20 11,三、元素周期律,完成课本P14-15页表格，找出原子半径、最外层电子数、化合价有什么规律？,随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性,原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10,

2、氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖,原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18,元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩,+1 0 +1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 0,+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1,主要化合价,118号元素,结论： 1、同一周期元素最外层电子数逐渐增大； 2、半径逐渐减小； 3、化合价： （1）最高正价逐渐升高 （2）最低负价绝对值逐渐降低 4、都呈现周期性变化,探讨,元素的化合价与最外层电子数有何关系？,（1）最高正价=最外层电子数=族序数,（氟、氧元素除外）,（2）最低负价 + 最高正价 = 8

3、,练习 课本P29 7,思考：如何比较原子半径的大小？,1、当电子层数不同时，电子层数越多的，半径越大；如NaK(层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如NaMg；Na+Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如ClCl- 4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na Na+,5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。 练习册 P14 探究3,【补充练习】,1.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P,2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是 A. rC

4、l / rF B. rI-/rI C. rMg2+/Na+ D. rF-/rCl-,AB,AB,3、在目前发现的元素中， 除了氢元素以外，半径最小的是何种元素？ 4、除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？,氟元素,钫（Fr）元素,5、下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）,(A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF,阳离子半径：Li+ Na+ Cs+,B,阴离子半径：I- F-,元素周期律（第二课时）,元素的金属性和非金属性与原子序数的变化有什么规律性呢？,观察实验,1、镁与冷、热水反应现象； 2、镁、铝分别与盐酸反应；,写出上述反应现象和化学方程式，并完成

5、课本讨论题,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,强碱,中强碱,两性氢氧化物,与冷水剧烈反应,与沸水反应;与酸剧烈反应,与水不反应，与酸缓慢反应,金属性强弱判断依据是什么？,（1）单质与水反应置换出氢气的难易程度 （2）单质与酸反应置换出氢气的难易程度 （3）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,Mg+2H2O = Mg(OH)2+H2 ,Mg+2HCl=MgCl2+H2,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2,加热,钠、镁、铝的金属性哪个强？为什么？,钠、镁、铝的金属性逐渐 。,减弱,非金属性强弱判断依据是？,（1）单质与氢气反应的难易程度和氢化物稳定性 （2）最高价氧化物对应水化物的酸性强

6、弱 （3）单质的置换能力，（即非金属性强的能将弱的从其盐溶液中置换出来）,需高温,磷蒸气与氢气反应,加热反应,光照或点燃反应,原硅酸 H4SiO4,磷酸 H3PO4,硫酸 H2SO4,高氯酸 HClO4,弱酸,中强酸,强酸,最强酸,阅读下面内容 同一周期非金属元素从左到右有什么递变规律？,Na Mg Al Si P S Cl,从左到右,金属性减弱,非金属性增强,结论：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈周期性变化,总结：,BC,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

7、D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；,2、下列事实能说明非金属性Cl S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定 C、酸性HCl H2S D、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6,AB,元素周期表和元素周期律的应用,第三课时,0,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,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,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,(主族)最外层电子数 = 最高正价数,8 最外层电子数= 最低负价数,原子结构,表中位置,元素

8、性质,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、F 没有正价，O 通常不显示正价； 2、金属元素只有正化合价而无负价。,元素周期表及元素周期律的三大意义, 学习和研究化学的规律和工具, 研究发现新物质, 论证了量变引起质变的规律性,预言新元素，研究新农药，寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。,例1：下列各组元素性质递变情况错误的是（ ） ALi、B、Be原子最外层电子数依次增多 BP、S、Cl元素最高正化合价依次升高 CB、C、N、O、F 原子半径依次增大 DLi、Na、K、Rb 的金属性依次增强,BC,3.下列性质的递变中，正确的是 ( ) A.O、S、Na的原子半径依次增大 B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱,AB,4.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确的是 ( ) A.X的主要化合价是-2、+4、+6 B.X可以形成稳定的气态氢化物 C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性 比HBrO4的酸