必修2第二节元素周期律课件共3课时讲义

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1、化学,第二节 元素周期律,第一课时,【复习】元素周期表,一、元素同期表的结构： 1.元素周期表一共 行， 纵列。从横的方面看，分为 个短周期， 个长周期，一个不完全周期，共为 个周期。从纵的方面看，分为 个主族， 个副族，一个 族和 族。 用口诀表示 。,七,三,七,七,七,0 VIII,三短三长一不全，七主七副0和VIII,三,18,二、 原子结构和构成粒子数量间的关系 1、原子(AzX)中，质子有 个，中子有 个，核外电子有 个。 2、相互关系 (1) 质量数= (2) 原子中：质子数= (3) 阳离子中：质子数=,Z,A-Z,Z,质子数+中子数,核电荷数=核外电子数,核电荷数=离子的核外

2、 电子数+离子电荷数,阴离子中：质子数=,核电荷数=离子的核外 电子数-离子电荷数,三、元素、核素、同位素,元素：具有相同_的_原子的总称。 核素：具有一定数目的_和一定数目的_ 的_原子。 同位素：_相同而_不同的同一元 素的_原子，互称同位素。,质子数,一类,质子,中子,一种,质子数,中子数,不同,【回顾】 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? 2、卤素性质递变,其本质原因?,元素的性质随着原子序数的递增而呈怎样变化呢？,从这节课开始，我们就通过学习认清这些问题,【思考与交流】,学习目标： 1、通过历史，了解原子、电子发现的过程及相关科学家。 2、了解电子的运动特征。 3、掌握原子核外电

3、子的排布规律及会熟练书写前20号元素的原子结构示意图和常见离子的离子结构示意图 重点和难点： 原子核外电子排布的规律和熟练书写常见原子及离子的结构示意图。,我们不防来看一看： 我们前辈是如何来认识原子的,历史,1、公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为 ：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。,19世纪初，英国科学家道尔顿提出 近代原子学说，他认为原子是微小 的不可分割的实心球体。,1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。,卢瑟福原子模型 （空心球）,波尔原子模型,电子云模型 （几率说）,宏观物体的运动特征：,可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹

4、。,一、核外电子的运动特征,微观粒子（电子）的特征：,A、电子的质量很小，电子的运动速度很大，核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）； B、不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动速度，也不能描画出它的轨迹（测不准原理）,我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小几率 （电子云）,我们如何来描述电子在核外的运动？,电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小,一例,电子云的概念:,用小黑点的疏密来形象化描述电子在原子核周围出现机会多少的图象-电子云.,电子云演示,【小结】,在描述核外电子运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现的机会多少.而不能描会出轨迹.

5、,用的是小黑点的疏密来代表电子在核外空间单位体积内出现机会的多少.,电子在核外空间一定范围内出现,好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围,人们形象地称它为电子云.,原子的构成、原子核的构成是怎样的?,图 1-7 电子层模型示意图,二、原子核外电子的排布,K,L,M,N,O,P,Q,1、电子总是尽先排布在能量较低的轨道。,3、最外层电子不超过8个(K为最外层 不超过2个),次外层不超过18个,倒数 第三层不超过32个电子。,说明:, 对于上面三点规律之间的相互联系不能孤立的去理解.如当M层不是最外层时,最多可以排布18个电子,而当它是最外层时,则最多可以排布8个电子.又如,当O层为次外层时,就不是最

6、多排50个电子,而是最多排布18个电子.,:对于第三条规律,我们不能类推.即:我们可以说排满了K层才排L层,排满了L层才排满M层.但不能类推为排满了M层才排N层.,练习,画出 37Rb 、 34Se 和 53I 的原子结构示意图,画出前20元素中含有10个电子的原子或离子的结构示意图,（有O2-，F-，Ne，Na+ ， Mg2+ 等）,电子排布 ：2,8.18,8,1,2,8,18,6,2,8,18,18,7,为了形象地表示原子的结构，人们就创造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。,+,15,第1层,第2层,第3层,K层,L层,M层,2,8,5,原子结构示意图,P,元素符号,核外电,不,子数,

7、原子结构示意图,118号元素,课堂练习,1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 C、 D、,已知X，Y原子的核电荷数分别为a和b，Xm+和Yn-的核外电子排布相同，下列正确的是： A a=b+m+n B a=b-m+n C a=b+m-n D a=b-n-m,练习,A,原子核外电子的排布,运动的特征,分层的排布,排布的规律,不定向高速自旋,绕着原子核运动,象带负电的云雾,由于电子能量的不同而分层排布，由近到远，由能量低到能量高。,能量由低到高；,每层最多容纳电子数目是2n2。,最外层电子数目不超过8个，K层为最外层时不超过2个。,次外层电子数目不超过18个， 倒数第三层不超过32个。

8、,化学,第二节 元素周期律,第二课时,学习目标： 1、通过科学探究，分析118号元素，随着原子序数的递增，电子排布，原子半径，主要化合价的变化规律。 2、通过科学实践，总结出随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性的递变规律。 3、元素周期律 重点和难点： 随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性的递变规律。,观察下表：核电荷数为118的元素原子最外层电子数，请说出随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现了怎样的周期性的变化？,1-2号元素：最外层电子数由1到2递变； 3-10号、11到18号元素，则重复着从1到8的周期性变化。,H氢 He氦,Li锂 Be铍 B硼 C碳 N氮 O氧

9、 F氟 Ne氖,Na钠 Mg镁 Al铝 Si硅 P磷 S硫 Cl氯 Ar氩,结论1：随着元素核电荷数的递增，原子最外层电子的排布呈周期性变化,观察与思考： 1-18号元素的原子核外电子排布规律？,观察下表： 原子序数为39、1117的元素的原子半径。请同学们讨论，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径有怎样的变化规律？,?,交流与讨论：,人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号,交流与讨论： 1：把表示3-9号元素、11到17号元素原子半径数据的点用光滑曲线连接起来。,结论2：随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化（稀有气体元素除外）。,规律：从左到右，原子半径逐渐减小； 从上

10、到下，原子半径逐渐增大。(稀有气体元素除外),一些元素原子半径规律性变化示意图,补充:原子半径大小的影响因素（理解）,原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？,电子层数 原子核对外层电子的引力 外层电子之间斥力,S,补充：微粒半径大小的比较规律,1）原子半径的比较,从上到下，原子半径逐渐增大（电子层数越多） 从左到右，原子半径逐渐减小（核电荷数越大）,r(Li) r(Na) r(K),r(Na) r(Mg) r(Al),2）离子半径的比较, 同种元素的微粒： 阳离子中性原子阴离子 价态越高，微粒半径越小。,电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小

11、,带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大,1. Na Na+ Cl Cl-,原子半径 相应的阴离子半径 原子 半径 相应的阳离子半径,2. O2- F- Na+ Mg2+,3. Fe2+ Fe3+,习 题 巩 固,观察39、1117号元素的最高正化合价与最低化合价。,每隔一定数目，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低负价由-4到-1递增的变化。（稀有气体元素除外）,观察与思考：化合价的递变规律,结论3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周 期性变化。,元素化合价与最外层电子排布的关系,观察元素最高正价、最低负价与元素原子的核外电子排布的联系？ 金属元素和非金属元素化合价的特点？,

12、总结 元素最高正价 = 原子最外层电子数 元素最低负价 = 原子最外层电子数8 最高正价 + 最低负价 = 8 金属元素无负价；O无最高正价，F无正价,结论：,随着原子序数的递增，元素原子的电 子层排布、原子半径和化合价都呈周期性变化！,元素的金属性和非金属性是否也随原 子序数的变化呈现周期性变化呢？,疑问,元素金属性强弱判断依据:,1.根据金属单质与水或酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易,则金属性越强。 2.根据金属元素最高价氧化物对应的水化物碱性强弱。碱性越强,则金属元素的金属性越强。 3、根据金属活动性顺序判断。 4、根据金属之间的置换反应判断。,元素非金属性强弱判断依据:,1.根

13、据非金属单质与H2化合生成氢化物的难易或氢化物的稳定性程度。越容易与H2化合,则生成的氢化物越稳定，非金属性越强。 2.根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱。酸性越强,则元素的非金属性越强。 3、根据置换反应判断。,科学探究:,镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液红色(颜色加深)。,镁的金属性比钠弱,与金属钠对比,科学探究:,镁与铝均能与盐酸反应产生 气泡。但镁反应比铝剧烈。,镁的金属性比铝强,列表总结：,NaOH 强碱,Mg(OH)2 中强碱,Al(OH)3 两性氢氧 化物,剧烈,迅速,氧化物,最高价氧化物的水化物,元素,14Si,15P,16S

14、,17Cl,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H2SiO3,H3PO4,H2SO4,HClO4,硅 酸,磷 酸,硫 酸,高氯酸,极弱酸,中强酸,强 酸,最强酸,非金属性：Si P S Cl,科学事实,非金属性：Si P S Cl,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,科学事实,稀有气体元素,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,第三周期元素性质的递变规律。,随着原子序数的递增,总 结：,化学,第二节 元素周期律,第三课时,学习目标： 1、知道原子结构、元素性质与元素位置之间的关系。 2、掌握同主族元素金属性、非金属性的递变规律；同周期元素金属性、非金属性的递变规

15、律。 3、金属性最强的元素，非金属性最强的元素 重点和难点：知道原子结构、元素性质与元素位置之间的关系。,你能理解“位(位置)构(结构)性(性质)”三者之间的关系吗？,思考与交流,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。,1.性质、结构、位置之间的关系,金 属 最 强,2、元素性质递变规律,金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.,Al(OH)3