高中化学必修二第一章第一节第二节精品课件.ppt

1、第一节元素周期表 共课时,第一章 物质结构元素周期律,新课标人教版高中化学必修2,元素周期表,2020年8月12日星期三,元素周期表的由来： 1864 年，德国化学家迈尔发表了六元素表，他把28 种元素列在一张表上，表中各元素按原子量排列成序，并对元素进行了分族，且给尚未发现的元素留出了空位，比“三元素组”有了很大进步。 1865 年，英国人纽兰兹又提出一个叫做“八音律”的理论。他把元素按原子量递增的顺序排列，第八种元素的性质几乎和第一种元素的性质相同。这种像音乐中八度音似的“八音律”，进一步揭示了元素的性质和元素原子量之间的密切联系。,1869年，俄国化学家 门捷列夫将元素按照相对原子质量由

2、小到大依次排列，通过分类归纳，制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上重要的里程碑之一。,门捷列夫的第一张周期表,思考与交流 (观察元素周期表),人们发现原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：,结合1-20号元素原子的结构示意图和元素周期表中1-20号元素的排列，分析一下我们现在使用的元素周期表的排列规律。,原子序数=核电荷数=质子数=电子数,Na 11钠,H 1氢,He 2氦,Li 3锂,Be 4铍,B 5硼,C 6碳,N 7氮,O 8氧,F 9氟,Ne 10氖,Mg 12镁,Al 13铝,Si 14硅,P 15磷,S 16硫,Cl

3、 17氯,Ar 18氩,K 19钾,Ca 20钙,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,1,2,3,4,族：具有相同的最外层电子数的列,周期：具有相同的电子层数的行,元素周期表,A：主族,IIB,IB,VIII,VIIB,VIB,VB,IVB,IIIB,B：副族,归纳与整理,（二）编排原则：, 按原子序数的递增顺序从左到右排列, 将电子层数相同的元素排列成一个横行, 把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行。,（一）关系： 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数,思考与交流,元素周期表中有多少横行、纵行？ 什么是周期？什么是族？,元素周期表,IA,I

4、IA,IIIA,IVA,V A,VIA,VIIA,0,主族,周期,副族,过渡元素,1. 周期,元素周期表中具有相同的电子层数的元素，按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。,三、元素周期表的结构,周 期,短周期,长周期,三个短周期、三个长周期 、一个不完全周期,（个）,周期,短周期,长周期,第一周期：2 种元素,第二周期：8 种元素,第三周期：8 种元素,第四周期：18 种元素,第五周期：18 种元素,第六周期：32 种元素,第七周期：26种元素,周期序数 = 电子层数,（横行）,不完全周期,周期的分类,由稀有气体元素构成,0 族：,由8、9、10三个纵行构成,第族：,由长周期元素构

5、成,副族：,由短周期元素和长 周期元素共同构成 (稀有气体元素除外）,主族：,族,(7个),(7个),(1个),(1个),(16个),把最外电子数相同的元素排成一个纵行，按电子层数递增的顺序从上到下排列,2.族：,过渡元素 （过渡金属）,主族、副族的表示方法,主族：A 、A 、A 、A 、A、 A、 A 副族：B 、B 、B 、B 、B、 B、 B,族的别称,第A族称为 元素 , 第A族称为 元素 第A族称为 元素, 第A族称为 元素 第A族称为 元素,第A族称为 元素 零族称为 元素,碱金属,碱土金属,碳族,氮族,氧族,卤族,稀有气体,元素周期表,2020年8月12日星期三,元素周期表的结构

6、,归纳： 三长、三短、一不全； 七主、七副、零八族；,元素周期表记忆口诀,横批：元素周期表,三长三短一不全,七主七副零八族,思考：Cl的位置的描述：,第七主族,VII族,VIIA族,第III周期,第三周期,第3周期,第三周期第VIIA族,1、氦元素原子最外层有两个电子，为什么 不把它排在A族？,2、哪周期元素种类最多？族呢？,请您回答,1、氦元素原子最外层有两个电子，为什么 不把它排在A族？,最外层填充两个电子已达饱和，性质与A,族的元素完全不同。,3、请描述出Na、C、Al、S在周期表中的位置。,2、哪周期元素种类最多？族呢？,课堂练习,1.已知某主族元素的原子结构示意图如 下，判断其位于第

7、几周期？第几族？,Y,+53,2,8,18,18,7,第三周期第IA族,第五周期第VIIA族,2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的（ ） A. 相对原子质量和核外电子数 B. 电子层数和最外层电子数 C. 相对原子质量的最外层电子数 D. 电子层数的次外层电子数,B,X,3.推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。,2,3,4,5,7,IVA,IIIA,VIA,VIIA,IIA,课堂练习,4.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ） （A） （B） （C） （D）,D,课堂练习,5、元素X的原子获得3个电子或元素Y的原子失去2个电子后，它们的

8、电子层结构与氖原子的电子层结构相同。X、Y两种元素的单质在高温下得到的化合物的化学式为_，元素X在周期表中是第_族。元素Y在周期表中位于第_周期。,课堂练习,Mg3N2,VA,三,6.第三周期第IVA族的元素原子序数是： 。 Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是： 。 短周期元素中，族序数周期序数的元素有： 。 族序数等于周期序数2倍的元素有： 。 周期序数族序数2倍的有： 。,14,3、19,H、Be 、 Al, S,Li、a,课堂练习,7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素， 其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三 种元素原子最外层电子数之和为17，质子数 之和为31，

9、则A、B、C分别为什么元素？,观察，可得 A是氮元素 B是氧元素 C是硫元素,课堂练习,碱金属元素单质,Rb,1.1807年英国化学家戴维（H.Davy,1778-1829）发现了钾、钠。,3.1860年本生（W.Bunsen,1811-1899）发现了铯。“铯”也是本生和基尔霍夫共同发现的。,4.1861年基尔霍夫（Gustar Robert Kirchholf, 1824-1887）和本生发现了铷。,5.1939年法国女科学家佩雷（M.Perey）在研究铀的天然放射系中发现该元素，为了纪念她的祖国而命名的“Francium”，意为“法兰西”。中文译为“钫”。,碱金属元素的发现史：,2.18

10、17年瑞典化学家阿尔费德（Arfvedson）发现了锂。,思考与交流,我们把A 称为碱金属族，我们为什么要把他们编在一个族呢？请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处 ？,二、元素的性质与原子结构,1、碱金属元素 （1）碱金属的原子结构,碱金属的原子结构示意图,碱金属原子结构有何异同？,相同点：碱金属元素原子结构的 相同， 都为。 递变性：从Li到Cs，碱金属元素 的原子结构中， 依次 增多。,最外层电子数,1个,电子层数,物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？,最外层上都只有一个电子，化学反应中易失去一个电子，形

11、成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发生化学反应。,思考,取一小块钾，擦干表面的煤油后放在石棉网上加热，观察现象。同钠与氧气的反应比较。,探究活动,钠、钾化学性质比较,黄,淡黄色,紫,浮,熔,游,红,探究活动,在小烧杯中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到小烧杯中，观察现象。,钠和水,锂和水,钾和水,钠、钾化学性质比较,黄,淡黄色,紫,浮,浮,熔,熔,游,游,红,红,铷和水,铯和水,根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？其余碱金属的性质又如何？,思考,钠与钾都能与氧气、水发生反应，但反应的剧烈程度不同,更为复杂,K2O、

12、K2O2、KO2,Li2O,更为复杂,Na2O、Na2O2,碱金属与氧气反应比较,（1）相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性；,4Li + O2 = 2Li2O 2Na + O2 = Na2O2 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2K + 2H2O = 2KOH + H2 通式：2R +2H2O = 2ROH + H2,（2）递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大.,3、碱金属元素在化学性质上的异同,碱金属元素的化学性质,递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大,相同点： 最外层都有1个电子,相似性： 容

13、易失去1个电子，单质 表现出很强的还原性,递变性： 核对最外层电子的引力减弱 失电子能力增强 金属性逐渐增强 单质的还原性增强,碱金属的物理性质的比较,相 似 点,递变性,颜色,硬度,密度,熔沸点,导电导热性,密度变化,Li Na K Rb Cs,均为银白色（Cs略带金色）,柔软,较小,较低,强,逐渐增大（K特殊）,单质的熔沸点逐渐降低,熔沸点变化,1.锂电池是一种高能电池。 锂有机化学中重要的催化剂。 锂制造氢弹不可缺少的材料。 锂是优质的高能燃料（已经 用于宇宙飞船、人造卫星和 超声速飞机）。,3铷铯主要用于制备光电管、真空管。铯原子钟是目前最准确的计时仪器。,2钾的化合物最大用途是做钾肥

14、。硝酸钾还用于做火药。,碱金属元素的用途：,易于得到一个电子（具氧化性），化学性质活泼，体现强非金属性,得电子能力递减， 非金属性递减， 氧化性递减。,原子的最外层均 为7个电子,核电荷数增多；电子层数递增；原子半径递增,学与问,浏览P7的卤族元素的原子结构，并思考： 卤素(A族)的原子结构有什么相同和不同之处？,卤族元素在物理性质上的规律,浏览P8资料片卡中卤素单质的物理性质表，并总结规律：,结论： （1）颜色 （2）状态 （3）熔沸点 （4）密度 （5）溶解性,逐渐增大（自上而下）,逐渐升高（自上而下）,逐渐减小（自上而下）,最外层7个电子,易得一个电子，,核电荷数递增,电子层数递增,原子

15、半径依次增大,得电子能力逐渐减弱,原子结构,性质,决定,具氧化性,氧化性逐渐减弱,、卤素单质的化学性质,对比Cl2，写出Br2与 Na 、Fe 反应的化学方程式。,1).与金属反应:F2 Cl2 Br2 的氧化性强，能把可变化合价 的金属氧化成高价的金属卤化物，I2 的氧化能力最弱， 跟铁反应只夺取铁的2个电子，生成FeI2。,对比Cl2，写出F2 、Br2、I2与 H2 反应的化学方程式。它们发生反应的条件相同吗？,对比Cl2，写出Br2与 H2O 反应的化学方程式。,I2 +Fe=FeI2,Br2+2Na=2NaBr 3Br2+2Fe=2FeBr3,F2 冷暗处爆炸 H2+F2=2HF H

16、F很稳定,Cl2 光照或点燃 H2+Cl2=2HCl HCl稳定,Br2 高温 H2+Br2=2HBr HBr较不稳定,I2 高温、持续加热 H2+I2=2HI HI很不稳定 缓慢进行,2) 卤素与氢气的反应,结论: F Cl Br I 随着核电荷数的增多，原子半径的增大, （1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 Cl2 Br2 I 2,(2)卤化氢的稳定性关系：HF HCl HBr HI,Br2 H2O=HBrHBrO,反应越来越难以发生,2F22H2O=4HFO2 （特例）,Cl2 H2O=HClHClO,3)卤素与水反应,通式：X2 H2O=HXHXO（X:Cl、Br、I）,I2 H2

17、O=HIHIO,4)卤素间的相互置换,(1) Cl2 2Br = 2ClBr2 (2) Cl2 2I = 2ClI2 (3) Br2+ I = BrI2,思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及、的还原性强弱顺序,结论： 氧化性：Cl2Br2I2 还原性：,小 结,卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的 相似性。,与金属反应，生成卤化物。,与氢气反应，生成卤化氢。,与水反应，生成卤化氢和次卤酸。,卤素原子结构的差异性，决定了单质化学性质的 差异性和递变性,与氢反应的能力渐弱,氢化物的稳定性渐弱,与水反应的能力渐弱,特性,碘遇淀粉显蓝色。,氟气和水的反应： 2F2 +2

18、H2O=4HF+ O2,三、核素,1、原子结构,2、质量数（A） 定义：忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得的数值，叫做质量数，符号A。,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,3、原子组成的表示方法,A质量数， Z质子数， X元素符号,a代表质量数； b代表核电荷数(质子数) ； c代表离子的电荷数； d代表化合价； e 代表原子个数,a、b、c、d、e各代表什么？,4、元素、核素和同位素,具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。,具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。,（3）同位素：,质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。,

19、（2）核素,（1）元素：,核素与同位素概念：,同位素的性质,化学性质几乎完全相同。,在天然存在的某元素里，不论游离态还是化合态，各核素所占的原子个数百分比是不变的。,R1a1+R2a2其中R1、R2为各核素的相对原子质量 a1、a2为各核素的原子个数百分数,元素的相对原子质量： 各种天然核素的相对原子质量与其原子个数百分含量乘积的代数和.,5.元素的相对原子质量：,如果用各核素的质量数A1、A2代替其相对原子质量，计算得到的是元素的近似相对原子质量,35Cl34.96975.77 37Cl36.96624.23,34.9690.757736.9660.242335.453， 即：氯的相对原子量

20、为35.453。,已知Cl元素的两种核素的相对原子质量和原子个数百分含量如下，试计算Cl元素的相对原子量。,相对原子质量,原子个数百分含量,1、下列核素中互为同位素的是（ ）,2、判断下列说法正误： （1）质子数相同的原子一定是同一种元素（ ）,（2）一种元素只有一种核素。（ ）,对,错,课堂练习,C,课堂练习,4、下列叙述中正确的是( ) A.氢有三种核素,即有三种氢原子 B.所有元素的原子核均由质子和中子构成 C.具有相同的核电荷数的粒子,总称为元素 D.31H是一种同位素,A,课堂练习,5、铜有两种天然同位素63Cu和65Cu,已知铜的相对原子质量是63.5,则63Cu的原子个数百分数是

21、( ) A.75% B.25% C.50% D.45%,A,课堂练习,6、某元素近似相对原子质量为a，有质量数分别为b和c的2种天然同位素。则这两种天然同位素在自然界中的原子个数之比为（ ） A（a-c）：（b-a） B（a-c）：（b-c） C（a-b）：（a-c） D（b-c）：（a-c）,A,课堂练习,迈耶尔的六元素表,纽兰兹的八音律图,1869 门捷列夫(俄)的第一张周期表,1871年门捷列夫(俄)的第二张周期表,第二节 元素周期律,电子按能量高低在核外分层排布规律。,（一）.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动,一、原子核外电子的排布,（二）. 原子核外电子排布

22、规律,核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。,以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释118号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。,核外电子排布图,310号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,1118号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,12号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个

23、，而达到稳定结构,二 元素周期律,1,2,3,8,8,2,周期性,（一）电子排布的周期性变化,二、元素周期律,逐渐减小,逐渐减小,周期性,原因：电子层数相同的元素原子，随核电荷数的增加，核对外层电子的引力增大，原子半径呈现出变小的趋势。,（二）原子半径的周期性变化,二、元素周期律,元素原子半径数据,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 Li Na

24、 K Rb Cs,I Br Cl F,如 Na Mg Al,F O N C,如 Cl Cl-,下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） r(K+) r(K) B. r(Mg2+) 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,三看核外电子数或最外层电子数,（）对于同种元素：,（）对于电子层结构相同的离子： 核电荷数越大，则离子半径越小。 如 O2- F- Na+ Mg2+ Al3+；S2-Cl-K+ Ca2+,阳离子半径 原子半径,元素化合价,最高正

25、价渐高，负价绝对值渐低,二、元素周期律,（三）元素化合价的周期性变化,结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。,周期性,常见元素化合价的一般规律,120号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为： 最高正价 + 最低负价= 8,金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；,氟元素无正价，氧元素无最高正价 。,1 2 3,大小,+1 0,+1 +5 - 4 - 1 0,随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。,核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化,大小,+1 +7 -

26、 4 - 1 0,科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的关系。,实验1：镁与水的反应.zhajm_125741751237hd.flv,未加热时无现象，加热溶液变红色,Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2,实验2：镁和铝与盐酸的反应镁铝与酸的反应.asf,钠、镁、铝(同周期的金属)的性质,剧烈,慢,较快,强碱 中强碱 两性氢氧化物,减弱,剧烈,较剧烈,小结：元素金属性强弱的判断,金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性 ）,最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性 ）,金属单质之间的置换 （金属性 的置换金属性 的）,金属活动性顺序表 （位

27、置越靠前，说明金属性 ）,金属阳离子氧化性的强弱 （对应金属阳离子氧化性越弱，金属性 ）,越强,越强,强,弱,越强,越强,H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4,弱酸 中强酸 强酸 最强酸,酸性逐渐增强,高温 加热 加热 点燃或光照,SiH4 PH3 H2S HCl,稳定性逐渐增强,非金属性逐渐增强,SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7,硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质,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

28、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,小结：元素非金属性强弱的判断,随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化,元素的化学性质呈现周期性变化,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化,元素性质的周期性变化实质:是元素原子的核外电子排布的周期性变化。,元素周期律,作业：,1、已知A为A族元素，B为A族元素，它们的 原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素， 则下列关系式中错误的是（ ）。,A. n=m

29、+1 B. n=m+11 C.n=m+25 D. n=m+10,2、主族元素R可形成两种氯化物，RCla、RClb，它们化学式式量相差71。,（1）求a和b的关系,（2） RCla中氯的质量分数为85.3%，而RClb中氯 的质量分数为77.45%，求R的相对原子量。,三、元素周期表的和元素周期律的应用,1.学习和研究化学的规律和工具,（1）元素“位构性”之间的关系,（2 ）金属性与非金属性的递变规律,（3）化合价规律 主族序数=最外层电子数=最高正 最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）,2.研究发现新物质 在 能找到制造半导体材料， 如 ； 在 能找到制造农药的材料， 在 能找到作催

30、化剂，耐高温， 耐腐蚀的合金材料。,金属与非金属交界处,硅、锗,氟、氯、硫、磷附近,过渡元素,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),电子层数,最外层电子数,金属性、非金属性强弱,(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。,返回,非金属性逐渐增强,0,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,Po,At,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,返回,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）,位于第六周期第A族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第二周期第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