资源简介

(共37张PPT)
第一节 元素周期律和元素周期表
课时1 元素周期律
第五章 微观结构与物质的多样性
授课人：
学习目标
1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。
在目前的范围内，
似乎万事万物都有其规律，都能被人认识、总结，进而被用来指导实践。
有什么规律？
按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号
原子序数=
核电荷数=
核内质子数=
核外电子数
一、元素周期律
一、元素周期律
核电荷数为1~18的元素原子最外层电子数
随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。
规律：
一、元素周期律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
规律：
一、元素周期律
原子半径的变化
除稀有气体外的规律：
①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小，因核电荷数增多。
②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
一、元素周期律
短周期元素中，原子半径最大的元素
所有元素中，原子半径最小的元素
一、元素周期律
随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。
一、元素周期律
元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
元素的最低负化合价(非金属具有)＝最外层电子数－8
元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8
根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。
1
2
3
4
对于1～18号元素：
一、元素周期律
元素周期律
随着元素核电荷数的递增，元素的核外电子排布、元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）均呈现周期性变化。
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。
实质
元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
规律呈现
一、元素周期律
金属性
在化学反应中元素的原子失去电子的能力，与失电子的数目无关。
非金属性
在化学反应中元素的原子得电子的能力，与得电子的数目无关。
思考
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？
一、元素周期律
比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。
置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。
判断元素金属性强弱的方法
比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。
实验设计：——控制变量法
1、比较钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢的难易程度——固体表面积
2、比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物的碱性强弱——酸浓度、体积
一、元素周期律
实验探究
实验现象 实验结论
钠熔成小球,浮于水面,四处游动,有“嘶嘶”的响声,反应后溶液变红　 钠与冷水反应剧烈,反应的化学方程式为2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑　
加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加热至沸腾后,有较多的　无色气泡冒出　,溶液变为　粉红　色,铝片没有明显现象 镁与冷水几乎不反应,而能与热水反应,反应的化学方程式为：
铝与冷水、热水均不反应
一、元素周期律
由上述实验可知：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是 。
Na>Mg>Al
Mg与稀盐酸反应剧烈；
Al与稀盐酸反应较剧烈。
Mg＋2H＋===Mg2＋
＋H2↑
2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
一、元素周期律
沉淀逐渐溶解
沉淀不溶解
Al(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2O
NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱
一、元素周期律
结论：
原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子失电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐减弱。
金属失电子的能力，即金属性：
Na>Mg>Al
金属性比较 本质 原子越易失去电子,金属性越强
判断 依据 ①在金属活动性顺序中位置越靠前,金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强
③单质还原性越强,离子氧化性越弱,金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强
⑤若Xn＋＋Y=X＋Ym＋,则Y的金属性比X强
一、元素周期律
比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
判断元素非金属性强弱的方法
比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
一、元素周期律
一、元素周期律
硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
元素 Si P S Cl
最高价氧化物的化学式 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4
酸性比
H2SO4强
单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与 H2能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合
氢化物的稳定性 不稳定 受热分解 受热分解 稳定
一、元素周期律
总结：
①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为 。
②硅、磷、硫、氯对应氢化物的热稳定性： 。
Cl2>S>P>Si
SiH4一、元素周期律
原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子得电子能力逐渐增强，所以非金属性逐渐增强。
结论：非金属失电子的能力，即非金属性：
Cl>S>P>Si
一、元素周期律
非金属性比较 本质 原子越易得到电子,非金属性越强
判断 依据 ①与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强
②单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强
④An-＋B=Bm-＋A,则B的非金属性比A强
一、元素周期律
最高价氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强,不能认为某元素氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强。
1
2
3
4
判断元素非金属性强弱的4个误区
比较元素金属性、非金属性强弱不能根据最外层电子数的多少或电子层数的多少,而应根据得失电子的难易程度。
不能通过物质的物理性质,如熔沸点、溶解性等方面比较元素金属性或非金属性强弱。
氢化物的稳定性越强或还原性越弱,则元素的非金属性越强,不能认为氢化物的酸性越强,元素的非金属性越强。
一、元素周期律
一、元素周期律
11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因
元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
一、元素周期律
元素周期律
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。
实质
元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
典例解析
例1.X、Y、Z、W为1~18号元素,其原子半径及主要化合价如下表:
下列叙述正确的是(　　)
A.X、Y元素的金属性: X＜Y
B.Z单质与W的常见单质生成的化合物只有一种
C.Y的最高价氧化物对应的水化物不能与碱反应
D.Z、W和氢元素形成的化合物可能是酸、碱或盐
元素代号 X Y Z W
原子半径/pm 160 143 70 66
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋5、＋3、-3 -2
D
二、微粒半径大小的比较
1.原子半径
(1)电子层数相同时,随原子序数的递增,原子半径逐渐减小。
例如:Na Mg Al Si P S Cl。
(2)最外层电子数相同时,随电子层递增原子半径逐渐增大。
例如:Li Na K Rb Cs。
> > > > > >
< < < <
二、微粒半径大小的比较
2.离子半径
(1)同种元素的不同粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子。
例如:S2- S, Na Na+。
(2)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。
例如:S2- Cl- K+。
(3)带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。
例如: K+ Na+。
(4)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例如:K+与Mg2+半径,可选Na+为参照,得出:K+ Na+ Mg2+。
> >
> >
>
> >
典例解析
例2、下列4种微粒中,半径按由大到小的顺序排列的是(　　)
A.①＞②＞③＞④　　B.③＞④＞①＞②C.③＞①＞②＞④　　D.①＞②＞④＞③
C　
课堂小结
元素周期律
微粒半径大小的比较
不良反应
核外电子排布
原子半径
主要化合价
金属性与非金属的比较
原子半径
离子半径
随堂练习
1.下列事实不能作为实验判断依据的是(　　)
A.钠和镁分别与冷水反应,判断金属性强弱
B.铁投入CuSO4溶液中,能置换出铜,钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜,据此可判断钠与铁的金属性强弱
C.酸性:H2CO3＜H2SO4,据此可判断硫与碳的非金属性强弱
D.通过氢化物HBr和HI的稳定性,判断Br、I的非金属性强弱
B
2.下列能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是(　　)
①HCl比H2S稳定②S2-的还原性比Cl-的强③Cl2能与H2S反应生成S④HCl的溶解度比H2S的大⑤Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS⑥HCl的酸性比H2S的强
A.①②③⑤　　　　　　　　B.①②④⑤
C.②③⑤⑥　　 D.①②③④⑤⑥
A
随堂练习

展开更多......

收起↑