《第1章 物质结构 元素周期律 第2节 元素周期律(第2课时)元素周期律课件 新人教版必修2》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第1章 物质结构 元素周期律 第2节 元素周期律(第2课时)元素周期律课件 新人教版必修2（73页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、成才之路 化学,路漫漫其修远兮 吾将上下而求索,人教版 必修,物质结构 元素周期律,第一章,第二节 元素周期律 第2课时 元素周期律,第一章,在科学大道上，有一块宝石，它就是元素周期律。拉瓦锡、德贝莱纳、纽兰兹、迈耶尔等人从它身边走过，都把它拿起来看看，然后又把它扔掉。而门捷列夫却吸收前人的经验，苦苦思索仔细研究它，使之散发出本身的光彩，最后他拿着这块宝石，登上了化学的高峰，统一了整个无机化学。 自从门捷列夫制订了元素周期表，人们发现新元素的步伐在逐渐加快。那么世界上究竟有多少元素，元素周期表有没有尽头呢？,门捷列夫的元素周期表形成了一个基本的构架，现在的许多工作是完善它。在元素周期表中，从1
2、12号到116号元素的名字都没有得到承认，第113、115、117号三个元素是空白。曾经有学者声称发现了118号元素，但还没有得到国际组织的认同。随着科学技术的进步和新的研究方法的应用，人们很有可能发现新的元素。 那么你知道在这些已经发现的元素中都隐藏了那些规律吗？学完本课时内容，你将明了于心。,学习目标 1了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。 2理解元素周期律的内容和实质。,新知预习 1原子结构的周期性变化 (1)元素原子核外电子排布的周期性变化。 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现_的周期性变化(第1周期除外)。,由1到8,(2)元素原子半径的周期性变化。 规律：
3、随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现_的周期性变化。,由大到小,2元素性质的周期性变化 (1)元素主要化合价的周期性变化。 规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现_，最低负化合价呈现_的周期性变化。,17,41,(2)元素金属性和非金属性的周期性变化。 钠、镁、铝的金属性的递变规律。,剧烈反应,极为剧烈,强碱,反应迅速，放出氢气,剧烈,中强碱,无明显现象,剧烈,两性氢氧化物,减弱,硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。,Cl、S、P、Si,HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3,ClSPSi,减弱,增强,原子序数的递增,元素原子的核外电子排布,原子半径,主要化合价,金属性和非金属
4、性,自主探究 1请探究第3周期元素性质是如何递变的？引起这种递变的本质原因是什么？ 提示：对于第3周期元素性质是如何递变的探究，可以探究金属钠、镁、铝与水和酸的反应以及它们的氢氧化物的碱性强弱，硅、磷、硫、氯与氢气化合的条件以及它们氢化物的稳定性，它们的最高价含氧酸的酸性强弱，还有氩的特殊稳定性，从而总结出递变规律。,随着元素原子序数的递增，同周期元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。引起这种变化的本质原因是元素原子结构的规律性变化：同周期元素中，随着原子序数的递增，最外电子层的电子数逐渐增多，同时，核电荷数也依次增加。在这个变化过程中，由于核电荷数的增加，使原子半径逐渐减小，使
5、核对外层电子的吸引力逐渐增强，而结构的这一变化成了决定性质变化的主要影响因素。而到了稀有气体，由于原子的最外电子层已经达到了8个电子的稳定结构，所以，在一般情况下，它不容易得或失电子，而表现相对较稳定的性质。,2认识同周期元素性质的递变规律时，是选择了第三周期元素为代表来进行探究的，为什么不选择第一、第二周期元素呢？ 提示：研究事物的普遍性或递变性的时候，要选择最能体现普遍性的事物去研究，而且研究的个体对象数目不能太少。第一周期元素只有两种，个体数量太少，并且每一种从在整个周期表的位置来看，都占据了两个顶点的位置，很可能更具有其特殊性；第二周期虽然有八种元素，但金属太少，非金属多，不像第三周期
6、的八种元素那样，有三种典型的金属和四种典型的非金属以及一种稀有气体，构成一个完整的研究体系；加上第二周期的大多数元素是每一个主族原子序数最小的，在周期表中的位置是最上边的，可能还有比第三周期元素更多的特殊性。,教材点拨 1原子核外电子排布的变化规律 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。,元素周期律,2原子半径的变化规律,结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化。 具体说，可以概括为两点： 随原子序数的递增，同周期元素的原子半径依次减小。 随电子层数的递增，同主族元素的原子半径依次增大。,3元素化合价的变化规律 结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈
7、周期性变化。,F元素只有0价和1价，没有正化合价，无含氧酸，也无含氧酸盐；氧通常无正化合价(只有与氟化合时才显正价)。 稀有气体元素通常只有0价；现在发现能跟稀有气体元素反应的只有氟，在稀有气体的氟化物中，稀有气体显正化合价。,4同周期元素金属性、非金属性的递变规律(以第三周期元素为例),温馨提示：对于结论你可以这样理解：同周期元素原子，电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增大，原子半径依次减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。,5同主族元素金属性与非金属性的递变规律(以碱金属、卤素为例) (1)碱金属,(2)卤素,6元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈
8、周期性变化的规律，叫做元素周期律。 (2)实质：元素的性质周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，由于原子结构的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。,(2015湖南省五市十校高一下学期期中)应用元素周期律分析下列推断，其中正确的组合是( ) 卤素单质的熔点随原子序数的增大而升高 砹(85At)是A族，其氢化物的稳定性大于HCl 硒(34Se)的最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱 第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性 铊(81Tl)与铝同主族，其单质既能与盐酸反应又能与氢氧化钠溶液反应,典例透析,第三周期金属元素的最高
9、价氧化物对应水化物，其碱性随原子序数的增大而减弱 A B C D,【解析】 卤素单质随原子序数的增大，熔沸点升高；砹是第A族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，所以砹的氢化物的稳定性小于HCl；Se与S是同种族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，则最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，则Se的最高价氧化物的水化物的酸性比硫酸弱；第二周期非金属元素的氢化物溶于水后不都显酸性，如N的氢化物为氨气，溶于水显碱性；Al位于金属与非金属的交界处，所以具有两性，而Tl为典型的金属，不能与氢氧化钠反应；第三周期金属元素的最高价氧化物的水化物，随原子序数的增大碱性逐渐减弱，因为元素的金属性随原子序数的增
10、大而减弱，则正确的是，答案选B。 【答案】 B,(2015江苏省沭阳县高一下学期期中)某研究性学习小组设计了一组实验，验证元素周期律。 (1)甲同学在a、b、c、d四只烧杯里分别加入50 mL冷水，再分别滴加几滴酚酞溶液，依次加入大小相近的钠(Na)、镁(Mg)、铝(Al)、钾(K)金属块，观察现象。 甲同学设计实验的目的是验证：同一主族，从上到下元素的金属性逐渐增强；同一周期，从左到右，元素金属性_； 反应最剧烈的烧杯里金属是_(填字母) A钠 B镁 C铝 D钾,写出a烧杯里发生反应的离子方程式_。 实验中发现b、c两只烧杯中几乎没有什么现象，要想达到实验的目的，请你帮助选择下列合适的方法_
11、。 A把镁、铝的金属块换成金属粉末 B把烧杯中的冷水换成热水 C把烧杯中的冷水换成盐酸 D把烧杯中的冷水换成氢氧化钠溶液,(2)乙同学设计实验验证：非金属元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性就越强。他设计了下图装置以验证碳、氮、硅元素的非金属性强弱。乙同学设计的实验可直接证明三种酸的酸性强弱，已知A是强酸，其浓溶液在常温下可与铜反应；B是块状固体；烧杯中盛放C的水溶液，打开分液漏斗的活塞后，C中可观察到白色胶状沉淀生成。,写出所选用物质的化学式：A._；B._。 写出烧瓶中发生反应的化学方程式：_。 碳、氮、硅三种元素的非金属性由强到弱顺序为_。 【解析】 (1)根据元素周期律可知甲同学设
12、计实验的目的是验证：同一主族，从上到下元素的金属性逐渐增强；同一周期，从左到右，元素金属性逐渐减弱。 四种金属中钾的金属性最强，则反应最剧烈的烧杯里金属是钾，答案选D。,(2015内蒙古呼伦贝尔市高三二模)几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示：,下列叙述正确的是( ) AX、Y元素的金属性：XY BZ的最高价含氧酸分子式为H3ZO4 CY的最高价氧化物对应的水化物能溶于氢氧化钠溶液 DZ的氢化物比W的氢化物稳定 【解析】 W只有2价应该是O，Z的最高价是5价且半径略比W大，可推出是N；另外X为Mg、Y为Al；Mg的金属性比Al强，选项A不正确。N的最高价含氧酸分子式为HNO3，选项B也
13、不正确。Al(OH)3有两性能溶于氢氧化钠溶液，选项C正确。H2O比NH3稳定，选项D不正确。 【答案】 C,(2015武汉市部分重点中学高一下学期期中)运用元素周期律分析下列推断，其中错误的是( ) A铍是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性 B砹单质是一种有色固体，砹化氢很不稳定 C硒化氢(H2Se)是无色、有毒、比H2S稳定的气体 D硫酸锶难溶于水,【解析】 铍在金属和非金属的分界线上，它的氧化物的水化物可能具有两性，A对，不选；砹的非金属性比碘弱，碘化氢较不稳定，故砹化氢更不稳定，B对，不选；Se的非金属性比S弱，故H2Se稳定性比H2S弱，C错，选C；硫酸钡难溶于水，类推出硫酸
14、锶难溶于水，D对，不选。 【答案】 C,教材点拨 粒子半径大小的比较“四同”规律 1同周期“序大径小” (1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：第3周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)。,粒子半径大小的比较方法,2同主族“序大径大” (1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：碱金属：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)。,3同元素 (1)同种元素的原子和离子半径比较“阴大阳小”。 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小
15、于该原子半径。 如：r(Na)r(Na)；r(Cl)r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律“数大径小”。 带电荷数越多，粒子半径越小。 如：r(Fe3)r(Fe2)r(Fe)。,4同结构“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3)。 温馨提示：所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2)与r(K)可选r(Na)为参照，可知r(K)r(Na)r(Mg2)。,(2015经典习题选萃)下列各组微粒半径比较，错误的是( ) AClBrI BAl3Mg2Na CRbKNa DPSO,典例透析,【解析】 Cl、Br、I最外层电子数相同，Cl、Br、I电子层数依次增多，所以离子半径ClBrI，故A正确；Al3、Mg2、Na核外电子排布相同，Al3、Mg2、Na核电荷数依次减小，所以离子半径Al3Mg2Na，故B错误；Rb、K、Na最外层电子数相同，Rb、K、Na电子层数依次减少，所以原子半径RbKNa，故C正确；P、S电子层数相同，核电荷数PS，所以原子半径P
