《高中化学 1.2《元素周期律》课件 新人教版必修2.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学 1.2《元素周期律》课件 新人教版必修2.ppt（63页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、新课标人教版课件系列 高中化学 必修 第二节 元素周期律 第一章 物质结构元素周期律 学习目标知识与能力1 理解解核外电子是分层排布的 不同电子层中的电子具有不同的能量 2 掌握核外电子排布的初步规律 并能据此规律画出常见原子的结构示意图 重点 核外电子的排布规律 画常见原子的结构示意图 难点 核外电子的分层排布 元素周期表 整体结构 周期和族 显著信息 原子序数 元素名称 元素符号和相对原子质量 隐藏信息 同族元素间的递变规律核素 复习 物理性质 密度 熔沸点 逐渐增大 逐渐减弱 逐渐增大 化学性质 金属性 非金属性 提问 1 元素的性质由什么决定 原子 原子核 核外电子 质子相对质量为1
2、中子相对质量为1 相对质量为1 1836 原子核几乎集中了原子所有的质量 但体积却很小 电子的质量很小 体积也很小 电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大 绝对空间也很小 电子在核外做高速运动 2 原子的组成怎样 为了探索原子内部结构 科学家们进行了无数的实验 他们用原子模型来表示原子 并通过实验来不断的修正模型 现代物质结构理论 原子 原子核 质子 中子 带负电荷 带正电荷 不带电荷 质子数 核电荷数 核外电子数原子不显电性 核外电子 运动特点 在一个体积小 相对空间大 但绝对空间小 的原子核外作高速运动 不可能同时测得它的位置和运动速率 但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少 质子
3、 中子 电子的电性和电量怎样 1个质子带一个单位正电荷 1个电子带一个单位负电荷 中子不带电 一 原子核外电子的排布 分层排布 分别用n 1 2 3 4 5 6 7来表示从内到外的电子层 并分别用符号K L M N O P Q来表示 在离核较近的区域运动的电子能量较低 在离核较远的区域运动的电子能量较高 原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起 KLMNOPQ 由内到外 能量逐渐升高 原子核外电子的排布 1 电子在原子核外相对大实际小的空间不停地做高速运动 速度接近光速 2 所有的电子都具有一定的能量 在多电子原子里 各电子所具有的能量不尽相同 有的电子的能量还相差较大 3 能量低的电子在离核较
4、近的区域运动 能量较高的电子在离核较远的区域运动 4 我们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层 称之为 电子层 各电子层的序号 能量如下表 电子层 1 各电子层最多容纳2n2个电子 核外电子排布规律 2 最外电子数不超过8个电子 K层为不超过2个 3 次外 倒数第三 层电子数不超过18 32 个电子 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 能量最低原理 以上规律是相互联系的 不能孤立地机械套用 练习 写出 至 号元素的原子结构示意图 总结 至 号原子结构的特殊性 原子中无中子的原子 最外层有 个电子的元素 最外层有 个电子的元素 最外层电子数
5、等于次外层电子数的元素 H Li Na He Be Mg Be Ar 最外层电子数是次外层电子数 倍的元素 最外层电子数是次外层电子数 倍的元素 最外层电子数是次外层电子数 倍的元素 C O Ne 与氩原子电子层结构相同的阳离子是 与氩原子电子层结构相同的阴离子是 K Ca2 S2 Cl 核外有10个电子的粒子 分子 阳离子 阴离子 CH4 NH3 H2O HF Ne NH4 H3O Na Mg2 Al3 O2 F OH 二 元素周期律 请阅读和比较1 18号元素的有关数据 从中能找出什么规律 门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的 祝您成功 主要化合价 1 18号元素 分析元素主要化合价的变化情
6、况 表5 51 18号元素的核外电子排布 原子半径和主要化合价 最外层电子数1 2 最外层电子数1 8 最外层电子数1 8 表5 51 18号元素的核外电子排布 原子半径和主要化合价 原子半径大 小 原子半径大 小 表5 51 18号元素的核外电子排布 原子半径和主要化合价 主要化合价 正价 1 0 主要化合价 正价 1 5 负价 4 1 0 主要化合价 正价 1 7 负价 4 1 0 P 14 15科学探究1 运用核外电子排布规律画出前三周期元素的原子结构示意图 然后分析 归纳出各周期元素的最外层电子排布和主要化合价的递变规律 现象 镁与冷水反应缓慢 产生少量气泡 滴入酚酞试液后不变色 反应
7、式 Mg 2H2O Mg OH 2 H2 结论 镁元素的金属性比钠弱 加热后镁与沸水反应较剧烈 产生较多气泡 溶液变为红色 讨论第三周期元素的性质递变 现象 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡 但镁反应更剧烈 反应 Mg 2HCl MgCl2 H2 结论 镁元素的金属性比铝强 2Al 6HCl 2AlCl3 3H2 钠 Na 镁 Mg 铝 Al 金属性比较 冷水 剧烈 冷水 缓慢 结论金属性 Na Mg 剧烈 迅速 结论金属性 Mg Al 强碱性 中强碱 两性氢氧化物 结论金属性 Mg Mg Al 结论 电子层数相同的原子 随着原子序数的增加金属性减弱 NaOH Mg OH 2 Al OH 3 强碱
8、 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 与酸缓慢反应 小结 金属性强弱判断依据 单质与水反应的难易程度单质与酸反应的剧烈程度最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 钠镁铝的金属性逐渐减弱 两性氢氧化物 既能与酸起反应生成盐和水 又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物 叫做两性氢氧化物 Al OH 3制备 AlCl3 3NaOH Al OH 3 3NaCl 与酸 Al OH 3 3HCl AlCl3 3H2O 与碱 Al OH 3 NaOH NaAlO2 2H2O 两性氧化物 既能与酸起反应生成盐和水 又能与碱反应生成盐和水的氧化物 叫做两性氧化物 课本99页 与酸 Al2O3 6
9、HCl 2AlCl3 3H2O 与碱 Al2O3 2NaOH 2NaAlO2 H2O 小结 钠与冷水反应 镁与沸水反应 铝不与水反应 钠与酸反应很剧烈 镁与酸反应剧烈 铝与酸反应平缓 NaOH是强碱 Mg OH 2是中强碱 Al OH 3是两性氢氧化物 金属性强弱顺序 Na Mg Al 硅 Si 磷 P 硫 S 氯 Cl 非金属性的比较 课本15页表 Si P S Cl 高温 H4SiO4弱酸 磷蒸气与氢气能反应 H3PO4中强酸 须加热 H2SO4强酸 光照或点燃爆炸 HClO4最强酸 结论 电子层数相同的原子 随着原子序数的增加非金属性增强 氢化物化学式 元素 14Si 15P 16S 1
10、7Cl 非金属性 Si P S Cl 单质与氢气的化合条件 氢化物的稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 高温下少量反应 磷蒸气 困难 加热反应 光照或点燃 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定 从氢化物看 最高价氧化物 最高价氧化物的水化物 元素 14Si 15P 16S 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 从最高价氧化物的水化物看 根据实验 可得出第三周期元素金属性 非金属性的递变规律 NaMgAlSiPSCl 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增
11、强 用结构观点解释 电子层数相同核电荷数增多 原子半径减小 原子失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐增强 同周期元素从左到右 原子核对最外层电子的吸引力增强 1 当电子层数及核电荷数均不同时 电子层数越多的 半径越大 如Na K 层不同 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Na Mg 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Cl Cl 4 阳离子半径小于对应的原子半径 如Na Na 原子半径和离子半径与核电荷数 电子层数以及电子数的关系 结论 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 随着原子序数的递增 核外电子排布呈周期性
12、变化 元素性质呈周期性变化 元素周期律 最外层电子数1 8 K层电子数1 2 原子半径大 小 稀有气体元素突然增大 化合价 1 7 4 1 稀有气体元素为零 决定了 归纳出 引起了 元素化学性质金属性非金属性变化 BC 1 下列事实能说明金属性Na Mg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 2D 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 H2SD Cl的最高正价为 7 S的最高正价为 6 AB 3 下列有关元素周
13、期律的叙述正确的 A 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化 C 4 下列元素的原子半径依次减小的是 A Na Mg AlB N O FC P Si AlD C Si P 5 下列递变规律不正确的是 A NA Mg Al还原性依次减弱B I2 Br2 Cl2氧化性依次增强C C N O原子半径依次增大D P S Cl最高正价依次升高 AB C 6 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 7 除了稀有气体元
14、素以外 半径最大的是何种元素 氟元素 钫 Fr 元素 8 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 思考 用一句话概括一下元素性质的变化情况 元素周期律的内容 随着原子序数的递增 元素性质呈周期性的变化 元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果 小结 第二节元素周期律 方式 元素性质 变化趋势 结论 随着原子序数的递增 元素原子的最外层电子排布 1 8 H He 元素原子半径 大 小 元素化合价 1 7 4 1 0 元素金属性与非金属性 金属性减弱
15、非金属性增强 呈现周期性变化 随着原子序数的递增 元素的性质呈现周期性变化 这叫做元素周期律 元素的性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果 三 元素周期表和元素周期律的应用 1 元素的位 构 性三者之间的关系及其应用 结构 位置 性质 1 结构决定位置 原子序数 核电荷数周期序数 电子层数主族序数 最外层电子数 最外层电子数和原子半径 原子得失电子的能力 元素的金属性 非金属性强弱 单质的氧化性 还原性强弱 2 结构决定性质 最外层电子数 主族元素的最高正价数 8 负价数 3 位置反映性质 同周期 从左到右 递变性 4 同周期 同主族元素结构 性质的递变规律及金属元素
16、非金属元素的分区 分界线左边是金属元素 分界线右边是非金属元素 最右一个纵行是稀有气体元素 见下图 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 A A A A A A A 0 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 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6周期第 A族 左下角 非金属性最强的元素是氟 F 位于第2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 最低负价数 主族序数 8 最外层电子数 8 元素周期律小结 1 元素周期表是元素周期律的具体表现形式 是学习化学的一种重要工具 2 可预测或推测元素的原子结构和性质 3 在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P 17 4 在哲学方面 元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实 有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性 3 元素周期律的应用和意义 练习 1 碱性强弱介于K
