化学必修2《元素周期律》课件

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律重庆市巫溪县中学校高2018级化学备课组分子：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。带电荷的原子或原子团。分为阳离子，阴离子。原子与离子的关系：一、知识回顾阴离子原子阳离子得e-得e-失e-失e-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和质子决定决定决定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：原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数④阴离子中：质子数=核电荷数=离子的核外电子数-离子电荷数③阳离子中：质子数=核电荷数=离子的核外电子数+离子电荷数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。为什么？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、核外电子的运动特征宏观物体的运动特征：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。微观粒子（电子）的运动特征：A、电子的质量很小，电子的运动速度很大，核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）；B、不能准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动速度，也不能描画出它的轨迹（测不准原理）4：电子层电子层（n）1234567符号KLMNOPQ离核距离能量高低低高近远表示运动着的电子离核远近及能量高低5、核外电子排布的规律:①电子首先排布在能量最低的电子层里（能量最低原理）②每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）③最外层电子数不超过8个（K层为最外层时，不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。简记：一低四不超ⅰ:对于上面三点规律之间的相互联系不能孤立的去理解。如当M层不是最外层时,最多可以排布18个电子,而当它是最外层时,则最多可以排布8个电子；又如,当O层为次外层时,就不是最多排50个电子,而是最多排布18个电子。说明ⅱ:对于第三条规律,我们不能类推。即:我们可以说排满了K层才排L层,排满了L层才排满M层。但不能类推为排满了M层才排N层。根据原子的核电荷数和电子层的排布规律，画出原子结构图：Na+11281元素符号原子核核内质子数即核电荷数电子层该层电子数6.核外电子排布的表示方法原子或离子结构示意图1：画出17Cl、19K、35Br、55Cs、37Rb、34Se和53I的的原子结构示意图2：画出O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+等含有10个电子的原子或离子的结构示意图3：已知X，Y原子的核电荷数分别为a和b，Xm+和Yn-的核外电子排布相同，下列正确的是（）Aa=b+m+nBa=b-m+nCa=b+m-nDa=b-n-mA练习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+10+1+2+3+4+5-4-3-2-10+1+2+3+4+5+6+7-4-3-2-10三、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: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→小原子半径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=主族序数（F、O除外）b.最高正价+最低负价的绝对值=8（限IVA─VIIA）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.CsFA随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径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？单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度元素金属性强弱判断最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱元素的非金属性强弱判断最高价氧化物的水化物的酸性强弱与氢气生成气态氢化物的难易氢化物的稳定性以第三周期元素为例讨论!【回顾】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，滴入酚酞溶液呈粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液呈红色(颜色加深)。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。实验二现象化学方程式结论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+3H2NaMgAl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极弱酸中强酸强酸最强酸非金属性：SiPSCl氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl非金属性：SiPSCl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原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水(或酸）反应情况冷水剧烈热水较快盐酸剧烈盐酸较快高温磷蒸气与H2能反应须加热光照或点燃爆炸化合NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸稀有气体元素非金属单质与氢气反应最高价氧化物对应水化物的酸碱性金属性和非金属性递变金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强小结：第三周期元素性质递变规律。非金属性递增非金属性递增金属最强金属性递增金属性递增2、元素性质递变规律金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性也表现出一定的非金属性。周期序数等于主族序数的元素具有两性.Al(OH)3+H+=Al(OH)3+OH-=.Al2O3+H+=Al2O3+OH-=.原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增强失电子能力依次增强非金属性依次增强得电子能力依次增强得电子能力依次增强非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强★比较元素金属性强弱的常用方法：①利用金属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【M(OH)n】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2、元素周期律（2）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。（1）定义：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。元素的性质主要包括：原子半径、化合价、金属性或非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性等（3）内容：随着原子序数的递增：①元素原子的电子层排布呈现周期性变化②元素原子的半径呈现周期性变化③元素的化合价呈现周期性变化④元素原子得失电子能力呈现周期性变化，即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化1、元素周期表的分区：三、元素周期表和元素周期律的应用沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ga、Sb、Po之间划一条虚线，虚线的左边是金属元素，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②由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，因此位于分界线附