元素周期律第一课时课件

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律一、原子核外电子的排布电子层模型电子层序数（n）1234567符号能量大小距核远近KLMNOPQ小大近远电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动，把原子核外分成七个运动区域，又叫电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。1、原子核外电子排布思考与交流：请大家根据课本第13页表1-2中数据认真想一想原子核外电子排布有什么规律？各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)第1层最多排：（K层）2个第2层最多排：8个（L层）第3层最多排：18个（M层）第4层最多排：32个（N层）2、原子核外电子排布规律①能量最低原则：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排在能量逐步升高的电子层里。先排K层，排满K层后再排L层，排满L层后再排M层③每个电子层最多只能容纳2n2个电子。②最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子【科学探究】：请大家把课本P14科学探究的表格填写好，并总结一下，随着原子序数的递增，同周期原子核外电子排布有什么规律？二、元素周期律1.电子层排列的周期性原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～23～1011～18123128821818随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个,由不饱和逐渐到饱和的周期性变化。【结论】：(一)元素周期律2.化合价的周期性变化原子序数最高或最低化合价的变化1～23～1011～18+10+1+5-4-10+1+7-4-10【结论】：随着原子序数的递增，元素化合价呈现由低逐渐升高的周期性变化。除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体元素外，其它元素的主族元素最高正价=主族序数=最外层电子数=价电子数∣负价∣=8-最外层电子数。3.原子半径的递变规律元素HHe原子半径0.037nm--元素LiBeBCNOFNe原子半径0.152nm0.089nm0.082nm0.077nm0.075nm0.074nm0.071nm--元素NaMgAlSiPSClAr原子半径0.186nm0.160nm0.143nm0.117nm0.110nm0.102nm0.099nm--随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由大到小的周期性变化。【结论】：同主族，从上到下，原子半径逐渐增大；同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。原子半径小结：随着核电荷数的递增1.元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.元素原子半径呈现周期性变化3.元素化合价呈现周期性变化1、下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A.Mg2+B.Be2+C.H+D.Al3+A2、下列粒子结构示意图中不正确的是（）2A.B.C.D.H+H-16O14CC粒子半径的比较:1当电子层数和核电荷数均不同时,一般电子层数越多,半径越大.K﹥Na（但LiCl)2当电子层数相同,核电荷数不同时,核电荷数越大,半径越小.Na﹥Mg,Na+﹥Mg2+3当核电荷数相同,电子层数也相同时,核外电子数越多,半径越大.Cl-﹥Cl4核电荷数相同,电子层数不相同时,电子层数越多,半径越大.Na﹥Na+(三)元素性质的变化规律第三周期元素性质变化规律实验1：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2△化学反应方程式：结论：镁的金属性比钠弱，比铝强现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡，但镁反应比铝剧烈。结论：镁的金属性比铝强实验2：取一小片铝和一小段镁带镁带，用砂纸擦去氧化膜,分别放入两试管，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察现象。NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应:与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放出氢气。与酸反应：最高价氧化物对应水化物碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性金属性：NaMgAl剧烈迅速非金属性：SiPSCl氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl化合条件稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合很不稳定不稳定较不稳定稳定氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4硅酸磷酸硫酸高氯酸弱酸中强酸强酸更强酸非金属性：SiPSCl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。（量变质变）小结：3、元素周期律项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数主要化合价原子半径金属性和非金属性最高价氧化物对应水化物的酸、碱性非金属气态氢化物生成的难易和氢化物的稳定性气态氢化物的还原性得、失电子能力的难易从1逐渐增到7（第1周期除外）相同正价由+1→+7负价由-4→-1最高正价相同逐渐减小（稀有气体除外）逐渐增大金属性减弱，非金属性增强金属性增强，非金属性减弱碱性减弱，酸性增强酸性减弱，碱性增强生成由难到易，稳定性由弱到强生成由易到难，稳定性由强到弱还原性减弱还原性增强失电子由易到难得电子由易到难1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt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非金属区金属区零族元素四、元素周期表和元素周期律的应用1、推测原子的结构、化学性质或者位置周期表右上角元素非金属性最强——周期表左下角元素金属性最强——FCs2、指导与化学相关的技术金属与非金属分界线附近寻找半导体F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐腐蚀合金材料与已知元素位置相近，来发现物质新用途原子序数=核电荷数周期数=电子层数主族序数=最外层电子数同位素－化学性质相同相似性递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)同周期同主族递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)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=最高正价数8－最外层电子数=最低负价数原子结构表中位置元素性质1、F没有正价，O通常不显示正价；2、金属元素只有正化合价而无负价。本节要点熟练掌握电子的排布规律及不同层间的数量关系（倍半关系等）熟练掌握金属性非金属性的判断方法熟练掌握半径、电子层、化合价、金属性及非金属性的周期性变化规律1．两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在元素周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有（）A．1对B．2对C．3对D．4对思路点拨：由于同周期的不同元素，原子的电子层数相同，原子的最外层电子数不相同，所以这两种元素一定不存在同一周期，而是分别在第一周期和第二周期。B总结升华：此类题目既需要熟练掌握原子核外电子排布的具体情况，又需要充分借助元素周期表展开思维，才能够迅速、准确地求解。【课堂练习】2．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是（）A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等C．L层电子为偶数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D．M层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等思路点拨：根据原子核外电子排布规律：每一电子层上最多容纳电子数为2n2，可知其一电子层上的电子数为奇数时，这一电子层肯定为最外层。在前三周期元素中，族序数等于最外层电子数。C总结升华：熟练掌握元素周期表的结构，特别是各族顺序与18个纵行的关系、和周期元素的数目，以及原子核外电子排布与周期表的关系。对解答此类问题会有很大帮助。3.下列元素的原子半径依次减小的是（）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、P4.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是（）A.rCl/rFB.rI-/rIC.rMg2+/Na+D.rF-/rCl-ABAB思路点拨：注意微粒半径的比较规律5、下列各组物质的性质比较，正确的是（）A.酸性：HClO4＞H3PO4＞H2SO4B.氢化物稳定性：H2S＞HF＞H2OC.碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Ca(OH)2D.氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2D思路点拨：注意元素周期律和金属性、非金属性判断的方法。