元素周期律参考课件

分子：原子：离子：1、构成物质的基本微粒:保持物质化学性质的最小微粒。化学变化中的最小微粒。带电荷的微粒。分为阳离子，阴离子。原子和离子的关系：一、知识回顾阳离子原子阴离子得电子得电子失电子失电子2、原子的组成:原子核核外电子质子中子元素种类原子(核素)种类元素的化学性质决定决定决定AZ原子(X)AZX:代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。①质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）②原子中：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数③阳离子中：质子数=核外电子数+离子所带电荷数④阴离子中：质子数=核外电子数-离子所带电荷数现代物质结构理论原子原子核质子中子带负电荷带正电荷不带电荷质子数（核电荷数）＝核外电子数原子不显电性核外电子运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动；不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少质子、中子、电子的电性和电量怎样？1个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷中子不带电1、电子的能量:任何一个电子都具有一定的能量。在含有多个电子的原子里，各电子的能量有所不同。2、电子的运动区域:在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离核较近的区域内运动，能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。Why？原子核带正电荷，电子带负电荷，电子围绕着原子核做高速的圆周运动，电子和原子核之间存在着强烈的电性作用。二、原子核外电子排布3、电子层:把不同的区域简化为不连续的壳层，叫做电子层。二、原子核外电子排布第1层第2层第3层第4层第5层第6层第7层电子层名称及其符号电子层与原子核之间的距离各电子层之间的能量关系最多容纳的电子个数K层L层M层N层O层P层Q层从左到右由近及远从左到右由低到高☆4、核外电子排布的规律:①核外电子分层排布②电子首先排布在能量最低的电子层里（能量最低原理）③a.每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）b.最外层所排的电子数不超过8个（第一层为最外层时，电子数不超过____个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。二、原子核外电子排布2第1层第2层第3层第4层第5层第6层第7层电子层名称及其符号最多容纳的电子个数K层L层M层N层O层P层Q层281832……❉熟练掌握前20号元素原子结构示意图练习：画出Cl、K、Br、I、Cs、Fe的核外电子排布情况课堂练习例1：根据下列叙述，写出其元素符号、名称，并画出原子结构示意图：（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半。（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。（3）C元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1／4，。（4）D元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数又是最外层电子数的3倍，。SiBNeP规律：①最外层电子已达到稳定结构的离子难的事电子；②而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大，最外层电子数越多，电子半径越小，则越容易得电子，反之越容易失电子。课堂练习例2：下列微粒中，得电子能力最强的是（）A.CB.FC.Na+D.Al3+B元素原子结构的特殊性：①最外层电子数为1的原子有：H、Li、Na、K②最外层电子数为2的原子有：He、Be、Mg、Ca③最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：Be、Ar④最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C⑤最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是：O⑥最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne⑦次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：Li、Si⑧内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：Li、P用电子层描述电子运动的范围和区域多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。一、原子核外电子的排布①分层排布：分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；②在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起；1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐升高1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:三、元素周期律1~18号元素的核外电子排布变化规律最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→81、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:三、元素周期律①随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。1~18号元素的原子半径递变规律原子半径大→小原子半径大→小1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:三、元素周期律①随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。②随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变化。规律：同主族元素，随着核电荷数的递增，原子半径越来越大；同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）1~18号元素的主要化合价递变规律主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→01、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:三、元素周期律①随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。②随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。③随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价呈周期性变化。a.最高正价=（主族）元素原子最外层电子数b.最高正价+最低负价的绝对值=8随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化！元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？元素非金属性强弱判断依据:以第三周期元素为例讨论!元素金属性强弱判断依据:取两段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入两支试管中。分别向试管中加入2mL水,并滴入酚酞溶液。将其中一支试管加热至水沸腾。对比观察现象。实验一现象化学方程式镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液红色加深。镁的金属性比钠弱结论Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2△与金属钠对比取铝片和镁带，用砂纸擦去氧化膜,分别和2mL1mol/L盐酸反应。实验二镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。镁的金属性比铝强Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2现象化学方程式结论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)3两性氢氧化物金属性：NaMgAl剧烈迅速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根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。从元素周期律的发现你想到了些什么？讨论：比较Na原子与Li原子的原子半径大小+312+11821NaLi答案：半径：NaLi讨论：比较Na原子与Mg原子的原子半径大小+12822+11821NaMg半径：NaMg★原子半径的比较：①一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；讨论：比较Na与Na+的半径大小Na+11821Na++1182答案：半径NaNa+讨论：比较Cl-与Cl的半径大小+17827+17828Cl-Cl答案：半径Cl-Cl★原子半径的比较：①一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；②阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；讨论：比较Na+与Mg2+半径大小+1282+1182Na+Mg2+答案：半径Na+Mg2+讨论：比较O2-与F-半径大小+882+982O2-F-答案：半径O2-F-写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-、O2-、Na+、Mg2+答案：半径：O2-F-Na+Mg2+【课堂练习】★原子半径的比较：①一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；②阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；③具有相同电子层结构的离子，随着核电荷数逐渐增加，离子半径逐渐减小；例：下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（）A.LiIB.NaBrC.KClD.CsFA2、元素的金属性、非金属性变化的规律:三、元素周期律完成P15《科学探究》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★比较元素金属性强弱的常用方法：①利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较。一般来说，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，两种金属之间的距离越大，金属性差别越大②利用金属在元素周期表里的位置比较a.同周期中的金属元素，位置越靠前的金属性越强b.同主族中的金属元素，位置越靠下的金属性越强③利用氧化还原反应比较a.不同的金属，其他条件相同时，从水或酸中置换出氢需要的条件越低，反应速率越快，金属的金属性越强。b.金属单质的还原性越强，则该金属元素的金属性越强c.金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱④利用化合物的性质比较。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应金属单质的金属性越强。★比较元素非金属性强弱的常用方法：①利用非金属元素在元素周期表里的位置比较。a.同周期中的非金属元素，位置越靠后的非金属性越强b.同主族中的非金属元素，位置越靠上的非金属性越强②利用氧化还原反应比较a.不同的非金属，其他条件相同时，跟氢气化合的条件越低，反应越快，非金属性越强。b.非金属单质的氧化性越强，则该非金属元素的非金属性越强c.非金属阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱③利用化合物的性质比较。a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应非金属单质的非金属性越强b.气态氢化物的稳定性越强，则对应非金属单质的非金属性越强4、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。5、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：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阅读课文：P16~17为什么说化学的理论对化学研究、工农业生产具有指导作用？三、元素周期表和元素周期律的应用请您思考同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。试用结构观点