元素周期律{第一课时}.ppt

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1、第一章 物质结构 元素周期律,第二节 元素周期律,1.电子层,含多个电子的原子中，电子是分层排布的。能量较低的电子运动在离核较近的区域，能量较高的电子运动在离核较远的区域。,表示运动着的电子离核远近及能量高低,一.原子核外电子的排布,2.不同电子层的表示及能量关系,K L M N O P Q,近 远,低 高,3.核外电子分层排布的一般规律,2个,8个,18个,32个,2n2,先低后高,不能孤立应用,(1)原子或离子结构示意图,Cl,核外电子排布的表示方法,4.原子结构与元素化学性质的关系结构 决定 化学性质,(1).稳定结构最外层8个电子（K层为2电子)的结构 稀有气体原子都是稳定结构 不稳定

2、结构最外层电子数小于8的结构（K层小于2)化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、共用电子对）趋向达到稳定结构,(2)核外电子排布与元素性质的关系,元素的原子半径由_决定元素的化学性质主要由_决定,质子数、电子层数,最外层电子数,金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子 达稳定结构表现金属性。非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子 达稳定结构表现非金属性,元素失电子的性质金属性元素得电子得性质非金属性,1、画出Li、K、F、的原子结构示意图。2、画出Na、K、Cl的离子结构示意图。3.写出含10电子，18电子的微粒。,10,10,11,10,9,10,对118号元素的核

3、外电子排布进行研究，是否发现某些规律？,1.核外电子排布,随着原子序数的递增，原子核外电子排布呈周期性变化。（由18第一周期除外）,第二课时 二.元素周期律,金属,非金属,稀有气体,2.原子半径,注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据无可比性，故不做比较。,电子层数相同的原子，从碱金属到卤素原子半径依次减小。,2.随原子序数的递增，原子半径呈周期性 变化(除稀有气体)。,最高正价=最外层电子数=主族序数（F、O除外）,负价=最外层电子数8,非金属,3.元素主要化合价,随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现+1-+7，最低负价呈现-4-1的周期性变化。,元素性质呈

4、周期性变化（同周期）,元素周期律,最外层电子数 18（第一周期除外）,归纳出,引起了,课堂总结,核外电子排布呈周期性变化,随着原子序数的递增,元素周期律,随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化,元素周期律的实质,冷水剧烈反应,冷水缓慢、沸水迅速反应，与酸剧烈反应,与酸迅速反应,NaOH强碱,Mg(OH)2中强碱,Al(OH)3两性氢氧化物,元素的金属性-指元素的原子失去电子的能力.元素的非金属性-指元素的原子获得电子的能力。,讨论：钠、镁、铝的金属性依次减弱的原因？,钠、镁、铝的原子电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子半径减小，核对外层电子引力依次增强，故金属性依次减弱。,高温，SiH4易

5、分解，易燃,蒸气与氢气反应，PH3不稳定易燃,须加热，H2S 受热分解,光照或点燃，HCl十分稳定,SiO2H4SiO4弱酸,P2O5H3PO4中强酸,SO3H2SO4强酸,Cl2O7HClO4最强酸,4.元素金属性和非金属性的周期性变化,金属性：从左到右逐渐减弱,非金属性：从左到右逐渐增强,三.比较粒子半径大小的规律 主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定：,1.电子层数不同时：电子层越多粒子半径越大。2.电子层数相同时：核电荷数越多，半径越小。3.当电子层数和核电核素数均相同时，核外电子越多，半径越大。（阴离子和其原子）,1、下列微粒半径之比大于1的是:A.r(K+)/r(K)B.r(C

6、a)/r(Mg)C.r(P)/r(S)D.r(Cl)/r(Cl-),BC,练习,2、下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最大的是A.NaCl B.LiI C.CsF D.LiF,C,3.下列递变情况不正确的是 A.P、S、Cl最高正价依次升高 B.Na、Mg2、Al3半径依次减小 C.C、N、O原子半径依次增大 D.Na、K、Rb原子半径依次减小,CD,元素性质的周期性是由于_所决定的 周期律是1869年_国科学家_首先提出的它对化学学习和研究具有指导意义，它还从自然科学上有力论证了事物_规律。,原子结构的周期性,俄 门捷列夫,由量变到质变的,课堂总结,1869年元素周期律是指“元素性质随原子量

7、递增而呈周期性变化”，你认为这个提法现在看来是否正确？,讨论,第三课时四.元素性质与元素周期表中位置的关系,1、同周期元素性质的变化规律,以碱金属为例，分析同主族金属性的变化规律；以卤素为例，分析同主族非金属性的变化律。,1）.相似性,最外层电子数相同,最高化合价相同,化学性质相似,四.元素性质与元素周期表中位置的关系,2、同主族元素性质的变化规律,表现？,记忆七个主族和零族的名称和元素符号,0,3、周期表中的斜线规律,折线左面是金属元素，右面是非金属元素左下金属性最强元素，右上非金属性最强元素金属非金属元素无严格界限分界限附近元素既能表现某些金属性，也能表 现某些非金属性,1）最外层电子数1

8、2个,2）次外层电子数918个,3）都是金属元素,4）大多数有变价,5、零族元素,4、过渡元素族和副族元素,At,Po,Bi,Pb,Tl,Ba,Cs,I,Te,Sb,Sn,In,Sr,Rb,Br,Se,As,Ge,Ga,Ca,K,Cl,S,P,Si,Al,Mg,Na,F,O,N,C,B,Be,Li,H,Cs,F,稀 有 气 体,随原子序数递增，元素性质呈现周期性递变。元素性质周期性的内涵极其丰富，具体内容不可穷尽，其中最基本的是：金属渐变到非金属到稀有气体结束，如此循环反复,五、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(1)发现新元素并预测它们的性质,(2)一定区域内寻

9、找新物质,2、对实际生产的指导作用,半导体材料金属非金属分界线附近(Si、Ge）耐高温耐腐蚀材料过渡元素催化剂族农药右上角（F、Cl、S、P),3、学习上的指导作用位、构、性关系,示意图价电子数电子层数质子数中子数,结构,原子序数 周期数 位置 主族数,原子半径主要化合价金属性非金属性,元素性质,原子结构,表中位置,元素性质,原子序数=核电荷数,周期数=电子层数,主族序数=最外层电子数,同位化学性质相同,电子层数,最外层电子数,金属性、非金属性强弱,（主族）最外层电子数=最高正价,最外层电子数8=负价,原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置关系,“元素之最”,最活泼的非金属：最活泼的金属：最

10、轻的金属：最重的金属：最硬的金属：最轻的单质为：最高熔点的单质：最低熔点的单质：最稳定的气态氢化物：最强的含氧酸：最强的碱：,FFr(Cs)LiOs(锇22.6)CrH2石墨(3650)He(-272.2)HFHClO4FrOH(CSOH),短周期元素的某些性质特点,在自然界含量最多的元素 在自然界含量最多的金属元素 最活泼的非金属 最活泼的金属 常温下呈液态的金属 常温下呈液态的非金属单质 常温下易液化的单质 最轻的单质气体,氧,铝,F,Cs,Br2,Hg,H2,Cl2,硬度最大的 难形成离子的元素 通常形成化合物种类最多的元素 常见的变价金属,金刚石,C、Si,C,Fe（+2、+3）、Cu（1、2）,地壳中元素的含量,O、Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H,人体必需的元素,人体组成的主要元素:O、C、H、N、Ca、P、K、S、Na、Cl、Mg 11种元素占人体质量99.95。其余组成人体的元素有50余种，占人体质量0.05。,自然界元素分布,