资源简介

(共29张PPT)
专题5　微观结构与物质的多样性
第一单元
课时1　元素周期律
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、金属性及非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质(重点)。
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(难点)。
内容索引
目标一　原子结构的周期性变化
目标二　元素性质的周期性变化
目标三　元素周期律
新课导入
画出前18号元素原子结构示意图，分析原子最外层电子数变化规律。
1——2
1——8
一、原子结构的周期性变化
1．原子序数
(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次的编号
(2)数量关系：
原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
核电荷数 8
原子序数 8
质子数 8
核外电子数 8
2．原子结构变化规律
(1) 最外层电子排布的规律性变化
随着核电荷数的递增，除H、He外，
原子最外层电子数重复从1递增到8。
一、原子结构的周期性变化
随着核电荷数的递增，原子半径(稀有气体元素除外)呈现周期性变化，
且原子序数为3~9号和11~17号元素的原子半径分别依次递减。
2．原子结构变化规律
(2)原子半径的变化规律(稀有气体元素除外)
3-9号 Li Be B C N O F
原子半径/pm 152 111 88 77 70 66 64
11-17号 Na Mg Al Si P S Cl
原子半径/pm 186 160 143 117 110 104 99
一、原子结构的周期性变化
随着核电荷数的递增，原子半径(稀有气体元素除外)呈现周期性变化，
且原子序数为3~9号和11~17号元素的原子半径分别依次递减。
2．原子结构变化规律
(2)原子半径的变化规律(稀有气体元素除外)
思 考
1. 对于电子层数相同的原子，为什么核电荷数越多，其原子半径越小(稀有气体元素除外)
核电荷数越多，原子核对最外层电子的吸引力越大，原子半径越小。
2. 最外层电子数相同的原子，原子半径的大小与什么因素有关
电子层数。原子最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。
应用体验
1.下列说法正确的是
A.原子序数越大，原子半径一定越大
B.电子层数多的原子的半径一定比电子层数少的原子的半径大
C.原子序数大的原子，最外层电子数也多
D.从Na到Cl元素原子的半径依次递减
√
应用体验
2.试比较下列微粒的半径大小(填“>”“<”或“=”)。
(1)Mg　　Ca　　K;
(2)P　　S　　Cl;
(3)Fe3+　　Fe2+　　Fe;
(4)S2-　　Cl-　　Na+　　Mg2+。
<
<
>
>
<
<
>
>
>
归纳总结
“三看法”比较微粒半径的大小
首先看层，层多径大；
同层看核，核大径小；
同核看价，价高径小，如Cl->Cl、Fe2+>Fe3+。
二、元素性质的周期性变化
1．元素化合价
结论:
①随着原子序数递增，元素最高化合价从+1到+7的周期性变化(O、F除外)、
最低价从-4到-1的周期性变化。
②元素最高化合价=最外层电子数 (O、F及稀有气体元素除外)
|元素最低化合价|=8-最外层电子数 (非金属元素具有,稀有气体元素除外)
二、元素性质的周期性变化
1．元素化合价
根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。
思 考 1
某元素原子最外层电子数为6，则其最高化合价是否一定为+6价
不一定，O的最外层电子数6，但其没有最高化合价。
2．金属性和非金属性
(1)判断依据
①金属性判断依据：
通常元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强。
②非金属性判断依据：
元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。
二、元素性质的周期性变化
二、元素性质的周期性变化
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
①探究金属性强弱
a b c
二、元素性质的周期性变化
实验现象 实验结论
a
b
剧烈反应，溶液变红 钠与冷水反应剧烈
①镁：常温没明显变化；加热反应缓慢， 溶液变浅红色; ②铝在冷水、热水中均看不到明显的变化 镁与冷水几乎不反应，但能与热水反应；
铝与冷、热水均不反应
a b c
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
①探究金属性强弱
二、元素性质的周期性变化
实验现象 实验结论
c
都有气泡冒出，但放镁条的试管中逸出 气体的速率较快 镁、铝都能置换出酸中的H+，但镁更容易
结论：钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
①探究金属性强弱
a b c
思 考 2
在化学反应中,金属原子失电子越多,该金属原子的金属性越强,这句话正确吗 试举例说明。
不正确；
金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。
二、元素性质的周期性变化
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
②探究非金属性强弱
元素 14Si 15P 16S 17Cl
单质与H2 反应条件 高温下反应 磷蒸气与 H2能反应 加热时反应 光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物 化学式
气态氢化物 热稳定性 很不稳定 不稳定 受热分解 稳定
SiH4
PH3
H2S
HCl
结论：硅、磷、硫、氯元素的非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。
二、元素性质的周期性变化
Ⅰ. 填写下表空格:
元素 最高价氧化物的水化物的化学式 酸碱性强弱
钠
镁
铝
硅 弱酸
磷 中强酸
硫
氯 酸性更强
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
强酸
HClO4
11~17号元素
随原子序数的增大，
金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强。
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
③探究元素金属性与非金属性的强弱变化规律
二、元素性质的周期性变化
2．金属性和非金属性
(2) 探究金属性和非金属性强弱
③探究元素金属性与非金属性的强弱变化规律
Ⅱ. 预测Al(OH)3有碱性也有酸性
实验操作 实验现象 化学方程式
向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
向A中逐滴加入6.0 mol·L-1盐酸
向B中逐滴加入6.0 mol·L-1 NaOH溶液
均生成白色胶状物质
AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl
沉淀均溶解，得澄清溶液
Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O
Al(OH)3+NaOH==Na[Al(OH)4]
Al(OH)3为两性氢氧化物。
二、元素性质的周期性变化
2．金属性和非金属性
(3) 变化规律
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。
应用体验
1.判断正误
(1)Na、Mg、Al元素的最高价氧化物的水化物均为强碱
(2)Al(OH)3是两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应
(3)酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
(4)盐酸可以与Na2CO3溶液反应生成CO2，可由此推出非金属性：Cl>C
(5)H2SO3的酸性强于H2CO3，所以硫的非金属性大于碳
×
×
√
×
×
应用体验
2.对于元素Na、Mg、S、Cl，下列说法正确的是
A.原子半径：r(Na)B.元素最高化合价：MgC.碱性：NaOHD.热稳定性：H2S>HCl
√
3.下列事实不能用于比较元素金属性或非金属性强弱的是
A.Na比Mg与冷水反应剧烈，金属性：Na>Mg
B.F2比O2更容易与H2化合，非金属性：F>O
C.KOH的碱性强于 Ca(OH)2，金属性：K>Ca
D.盐酸的酸性强于H2SO3，非金属性：Cl>S
应用体验
√
三、元素周期律
1．概念
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。
2．内容
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)、元素金属性和非金属性均呈现周期性变化。
3．实质
元素周期律是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。
应用体验
1.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：NaD.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
√
应用体验
2.下列关于元素周期律的叙述正确的是
A.随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B.元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C.随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从+1到+7(O、F除外),
最低化合价从-7到-1重复出现
D.元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径
的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
√
本节内容结束

展开更多......

收起↑