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(共34张PPT)
元素周期表与元素周期律
核心素养目标
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。
一 原子结构的周期性变化
元素周期表与元素周期律（第一课时）
二 元素性质的周期性变化
三 元素周期律
一 、原子结构的周期性变化
原子序数：按 由小到大的顺序给元素依次编号
核电荷数
元素的原子序数在数值上等于其核电荷数、质子数、核外电子数
画出对应的原子结构示意图，并观察最外层电子数变化
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画出对应的原子结构示意图，并观察最外层电子数变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Cl
Na
Mg
Al
Si
P
S
Ar
2、原子最外层电子排布的规律性变化
随着原子序数的递增，同一行(同周期)元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化（H、He除外） 。
观察1～18的元素的原子半径变化，能发现什么规律？
1 2
H He
0.037 0.122
3 4 5 6 7 8 9 10
Li Be B C N O F Ne
0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 0.160
11 12 13 14 15 16 17 18
Na Mg Al Si P S Cl Ar
0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 0.191
(1)同一行自左到右，原子半径依次减小(稀有气体除外)
(2)同一列自上而下，原子半径依次增大
3、原子半径的变化规律(稀有气体除外)
①同一行（同一周期）左到右，原子半径依次减小(稀有气体除外)
结论：
随着原子序数的递增，原子半径呈周期性变化
(2)同一列自上而下，原子半径依次增大
粒子半径大小的比较方法
先看电子层数
(不同元素）
电子层数相同：
“序小径大”
电子层数不同：
“层多径大”
同种元素的不同粒子半径关系：
“价高径小”
例1.比较下列原子半径大小：
(1)r(Na)_______r(S)　
(2)r(H)______r(Li)
>
<
例2.下列微粒半径的比较中，正确的是(　　)
A．r(Na＋)>r(Na)
B．r(Cl－)>r(Cl)
C．r(Ca2＋)>r(Cl－)
D．r(Mg)>r(Na)
B
“序大径小”
“层多径大”
“价高径小”
二、元素性质的周期性变化
1、元素的主要化合价的周期性变化
+1
+2
+3
+4
+5
+1
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
-1
-2
-3
-4
-1
-2
-3
-4
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。
元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？
(1)最高正价= 最外层电子数
(O、F及稀有气体除外)
(3)O、F无正价
(2) 最低负价 =最高正价- 8
(4)金属无负价，既有正价又有负价的一定是非金属元素。
例3、下列各元素的负化合价从–1～–4
依次安排的是（ ）
A、F Cl Br I B、Li Na Mg Al
C、C N O F D、Cl S P Si
D
例4．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是(　　)
A．C、N、O、F
B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar
D．Na、Mg、Al、Si
D
例5、某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化学式为（ ）
A、HX B、H2X
C、XH3 D、XH4
D
提示：最低负价 =最高正价 -8；
-4
2、元素的金属性和非金属性的递变规律
金属性：元素原子失去电子的能力
越易失去电子，金属性越强。
非金属性：元素的原子得到电子的能力
越易得到电子，非金属性越强
强 弱
元素金属性变化规律的探究
Na Mg Al
与水
与酸
最高价氧化物的水化物的 碱性
金属性 冷水，剧烈
红色
沸水，迅速
浅红色
沸水,缓慢
难变红
剧烈
反应慢
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
弱碱
非常剧烈,
Na2O
MgO
Al2O3
判断金属性强弱的方法
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。
②最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素金属性越强。
③金属单质间的置换反应判断(K、Ca、Na除外）强弱。
Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu
金属性:Fe>Cu
④单质的还原性越强，金属性越强
⑤阳离子的氧化性则对应元素的金属性越弱。
⑥金属活动顺序表，排在前面的金属元素的金属性强
特别提醒：金属性强弱的判断，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。
如:Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
例6　下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是
(　)
A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强
B．用钠来置换MgCl2溶液中Mg，来验证Na的金属性强于Mg
C．根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱
D．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱
D
例7　下列叙述说明金属甲的活动性比金属乙的活动性强的是(　　)
A．在氧化还原反应中甲失去的电子数比乙原子失去的电子数多
B．同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强
C．乙不能够在甲的盐溶液中置换出甲
D．甲能与冷水反应产生氢气而乙只能与热水反应产生氢气
D
元素非金属性变化规律的探究
Si P S Cl
与H2反应条件
氢化物的稳定性
化学式
最高价氧化物对应水化物酸性
非金属性 高温
磷蒸气
加热
点燃或光照
不稳定
自燃
较不稳定
易分解
不很稳定
分解
很稳定
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
弱 强
SiH4
PH3
H2S
HCl
判断非金属性强弱的方法
①单质越易跟H2化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
③非金属间的置换反应判断强弱。
Cl2＋2KI=2KCl＋I2
非金属性:Cl>I
④单质的氧化性越强，非金属性越强
⑤阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱。
⑥非金属活动顺序表，排在前面的元素的非金属性强
例8、下列说法不正确的是(　　)
A．SiH4能自燃，H2S在300 ℃分解，说明硫的非金属性比硅强
B．Cl2＋H2S=S↓＋2HCl，说明氯的非金属性比硫强
C．H3PO4为三元酸，H2SO4为二元酸，可推知磷的非金属性比硫强
D．HCl比HBr稳定，可推知非金属性氯大于溴
C
例9、下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是(　　)
①HCl比H2S稳定
②HClO氧化性比H2SO4强
③HClO4酸性比H2SO4强
④Cl2能与H2S反应生成S
⑤氯原子最外层有7个电子，硫原子最外层有6个电子
⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
A．②⑤　　B．①② C．①②④ D．①③⑤
A
原子序数 11 12 13 14 15 16 17
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl
金属性和非金属性递变
金属性、非金属性的周期性变化
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
金属性、非金属性的周期性变化
同一行（同周期）元素，从左到右，随着原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强。
同一列（同主族）元素，从上到下，随着原子序数的增加，金属性 ,
非金属性 。
增强
减弱
结论：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)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐 ，元素原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增强
减弱
增强
减弱
增强
根据以上变化规律可预测Al(OH)3 。
实验操作 实验现象 化学方程式
向A、B两支试管中分别加入2～3 mL 2 mol·L－1的AlCl3溶液，逐滴加入6 mol·L－1氨水至过量 均生成_______ _______
向A试管中逐滴加入6.0 mol· L－1的盐酸 __________________________
白色胶
体沉淀
AlCl3+3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4Cl
白色沉淀溶解，
得到澄清溶液
Al(OH)3＋3HCl= AlCl3＋3H2O
向B试管中逐滴加入6.0 mol· L－1的NaOH溶液 __________________________
白色沉淀溶解，
得到澄清溶液
Al(OH)3＋NaOH= NaAlO2＋2H2O
两性氢氧化物
三、元素周期律
1.概念：
元素的性质随着元素 的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
核电荷数
2.内容
随着元素 的递增，元素的 (稀有气体元素除外)、元素的 性和 性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。
核电荷数
原子半径
金属
非金属
3.实质
元素周期律是元素原子 随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
核外电子排布
例10、下列关于元素周期律的叙述不正确的是（ ）
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其金属性依次减弱
B.P、S、Cl最高化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次
增强
C.原子半径大小关系为NaD.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
C
感谢聆听

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