元素周期律-课件

对1－18号元素的核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1－8）元素周期律金属非金属稀有气体2.原子半径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)。元素符号LiBeBCNOFNe最高价+1+2+3+4+50最低价－4－3－2－1元素符号NaMgAlSiPSClAr最高价+1+2+3+4+5+6+70最低价－4－3－2－1最高正价=最外层电子数（F、O除外）负价=最外层电子数－83.元素主要化合价元素性质呈周期性变化元素周期律最外层电子数1→8决定了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原子半径大→小化合价+1→+7-4→-1金属性减弱，非金属性增强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元素性质周期性变化核外电子排布周期性变化导致果因性质NaMgAl单质与水（或酸）的反应情况最高价氧化物对应水化物的碱性强弱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)3两性氢氧化物结论金属性NaMgAl最高价氧化物的水化物的碱性减弱与水或酸反应置换出氢的剧烈程度减弱元素的金属性--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？NaMgAl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。性质SiPSCl非金属单质与氢气反应条件及氢化物稳定性最高价氧化物及水化物的酸性高温，SiH4易分解，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最强酸结论非金属性SiPSCl最高价氧化物的水化物酸性增强与氢气化合由难到易，生成的氢化物稳定性增强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、核外电子数决定电子层数是影响原子半径的主要因素电子层数相同时，核电荷数的影响较大电子层数和核电荷数相同时,核外电子数越多半径越大1.同种元素的粒子半径比较：①阳离子半径相应原子半径r(Na+)r(Na)②阴离子半径相应原子半径r(Cl-)r(Cl)③同种元素不同价态的离子，价态越高离子半径越小r(Fe3+)r(Fe2+)r(Fe)2.不同元素的粒子半径比较：②电子层数相同的不同元素的原子半径：原子序数越大，半径越小（稀有气体除外）如：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)①最外层电子数相同电子层数不同的粒子半径：电子层数越多，半径越大（主族）如：r(F)r(Cl)r(Br)r(I)r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+)③电子层结构相同的不同粒子半径：核电荷数越大，半径越小如：Ar型结构：S2-、Cl-、K+、Ca2+r(S2-)r(Cl-)r(K+)r(Ca2+)1、下列微粒半径之比大于1的是:A.r(K+)/r(K)B.r(Ca)/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.NaClB.LiIC.CsFD.LiFC3.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同周期从左到右，随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。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2、同主族元素性质的变化规律表现？同主族从上到下，2）.递变性电子层数依次增多原子半径逐渐增大失电子能力逐渐增强得电子能力逐渐减弱金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱03)、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1－2个2）次外层电子数9－18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－Ⅷ族和副族元素AtPoBiPbTlBaCsITeSbSnInSrRbBrSeAsGeGaCaKClSPSiAlMgNaFONCBBeLiH非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强CsF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、Se、Ga）●耐高温耐腐蚀材料－过渡元素●催化剂－Ⅷ族●农药－右上角（F、Cl、S、P)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相似性递变性同主族同周期递变性“元素之最”最活泼的非金属：最活泼的金属：最轻的金属：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①在自然界含量最多的元素－②在自然界含量最多的金属元素－③最活泼的非金属－④最活泼的金属－⑤常温下呈液态的金属－⑥常温下呈液态的非金属单质－⑦常温下易液化的单质—⑧最轻的单质气体－氧铝FCsBr2HgH2Cl2⑨硬度最大的－⑩难形成离子的元素－通常形成化合物种类最多的元素－⑿常见的变价金属－金刚石C、SiCFe（+2、+3）、Cu（＋1、＋2）11地壳中元素的含量O、Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H