《元素周期律》课件

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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低高化 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

2、对质量为1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

3、位置出现机会的多少质子、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; 1234567K L M N O P Q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

4、同,有的电子的能量还相差 较大。3、能量低的电子在离核较近的区域运动,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?电电子层层的代号n各电电子 层层序 号1234567 KLMN O P Q 与原子核 的距离小 大能 量低 高(1)(1)各电子层最多容纳各电子层最多容纳2n2n2 2个电子;个电子;核外电子排布规律核外电子排布规律(2)(2)最外电子数不超过最外电子数不超过8 8个电子个电子(K(K层为不层为不 超过超过2 2个个) ); (3)(3)次外次外( (倒数第三倒数第三) )层电子数不

5、超过层电子数不超过18(32)18(32) 个电子;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:1H1()最外层有个电子的元素:()最外层有个电子的元素:()最外层电子数等于次外层电子数 的元素:H、Li、NaHe、Be、MgBe、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:CONe与氩原子电

6、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+;Ca 2+S2- ;Cl-核外有10个电子的粒子:分子:阳离子:阴离子:CH4;NH3;H2O;HF;NeNH4+;H3O+;Na+;Mg2+;Al 3+O2-;F-;OH-二、元素周期律1 2氢 氦HHe1 20.37 1.22 + 1 0 原子 序数元素 名称 元素 符号 电子 排布 原子半径 10-10m化合价请阅读和比较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!3 4 5 6 7 8 9 10锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖LiBe B C N O F Ne2,12

7、,22,32,42,52,62,72,81. 52 0.89 0.82 0.77 0.75 0.74 0.71 1.60 + 1 + 2 + 3 + 4 - 4+ 5 - 3- 2- 10 原子 序数元素 名称 元素 符号 电子 排布 原子半径 10-10m化合价11 12 13 14 15 16 17 18钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩NaMg Al Si P S Cl Ar2, 8, 12, 8, 21. 86 1.60 1.43 1.171.10 1.02 0.99 1.91 + 1 + 2 + 3 + 4 - 4+ 5 - 30 原子 序数元素 名称 元素 符号 电子 排布 原子半径

8、10-10m化合价2, 8, 32, 8, 42, 8,52, 8, 62, 8, 7 2, 8, 8+ 6 - 2+ 7- 1原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 元素名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 原子序数 10 11 12 13 14 15 16 17 18 元素名称 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 主 要化 合 价主 要化 合 价+1 0 +1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -10 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0-4 -3 -2 -1主要化合价118号元素分析元素主要化合价的变化情况?HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBa

9、RaAlGaInTlSiGeSnPbPAsSbBiOSSeTePoFClBrIAtNeArKrXeRn表5-5 118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12最外层电子数18最外层电子数18表5-5 118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5-5 118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+10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 -10P.1415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

10、布和主要化合价的递变规律。原子序数电电子 层层数最外层层 电电子数主要化合价121121 03102181 54 1011183181 74 10放少许镁 带于试管中, 加2mL水,滴 入2滴酚酞试 液,观察现 象;过一会 加热至沸, 再观察现 象。实 验现象: 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取铝片和镁带,擦去氧化膜,分别和2mL 1mol/L盐酸反应。实 验现象:镁与铝均能与盐 酸反应产生气泡。但

11、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 )金属性比较性质钠(Na )镁(Mg )铝(Al ) 与水与酸 氢氧化 物碱性冷水、剧烈 冷水、缓慢 结论金属性:NaMg 剧烈迅速 结论金属性:MgAl 强碱性中强碱两性氢氧化物结论金属性:MgMgAl 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。金属元素的性 质质Na Mg Al单质单质 与水或酸 反应应 最高价氧化物 对应对应 水化物 碱性强弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3强碱中强碱两性氢 氧化物

12、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+6HCl=2AlCl3+

13、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)性质 单质与 氢气反 应条件含氧酸 的酸性SiPSCl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1

14、4Si15P16S17Cl非金属性:Si 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:(量变质变)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18 (H,He)元素原子半径大小元素化合价+1+7 -4-10元素金属性 与非金属性金属性减弱 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

15、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决定 反映(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决定反映决定反映最外层电 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 同主族相似性从上到下,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、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:原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增强失电子能力依次增强非金属性依次增强得电子能力依次增强得电子能力依次增强非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强1BAl SiGeAsSbTe234567A AAA AAA 0PoAt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

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