高三一轮复习-元素周期律课件.ppt

,高考一轮复习 第五章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律,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、电子层的划分,3）最外层电子数 不超过 8个(K层是最外层时不超2个) 次外层电子数 不超过 18个， 倒数第三层电子数 不超过 32个； （以上规律是相互联系的，不能孤立运用）,2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）,1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层；,2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个；,3 原子结构示意图和离子结构示意图 核电荷数为120的元素原子核外电子层排布,4、稳定结构和不稳定结构 元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电子)，这样的结构称为稳定结构； 元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2个电子)，这样的结构称为不稳定结构。 非金属性与金属性(一般规律)：,（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 阳离子：Na+_ 阴离子：N3_ 分子：HF_ （2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子：K+_ 阴离子：P3_ 分子：HCl_,Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+,O2- F- OH- NH2-,H2O NH3 CH4 Ne,Ca2+,S2 Cl HS,H2S PH3 Ar SiH4 F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F,5、核外电子数相同的微粒,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,原子半径 大小,原子半径 大小,二 元素周期律,1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。 同一周期 同一主族 微粒半径大小的比较规律 电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减小。 Na Mg Al Si 当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半径逐渐增大。 Li F- Na+ Mg2+ Al3+ 同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离子中性原子阴离子 Fe+3 Fe2+ Fe H+ H H-,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价：正价+10,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 -10,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价：正价+10,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 -10,2 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。,一般情况下: 主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主族元素的族序数 F无正价，金属元素无负价 对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8 3随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈周期性变化。 同一主族 同一周期 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的变化，这一规律就叫做元素周期律。 5 元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。,2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。,5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。,3、根据金属活动性顺序表来判断。 4 根据金属单质间的置换反应来判断。一种金属能将另一种金属从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。,6 元素金属性强弱判断依据：,列表总结：,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,剧烈,迅速,强碱,中强碱,两性氢 氧化物,7 元素非金属性强弱判断依据,1、根据非金属单质与H2化合的难易程度及生成氢化物的稳定性来判断：单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强。 2、根据非金属元素的最高氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，酸性越强，对应元素的非金属性越强 3、根据非金属单质间的置换反应来判断：非金属性强的元素构成的单质可以将非金属性弱的元素构成的单质从它的盐溶液中置换出来。 4 根据非金属元素形成阴离子的还原性强弱来判断：非金属元素形成阴离子的还原性越弱，则对应元素的非金属性就越强。,非金属性：Si P S Cl,科学事实,非金属性：Si P S Cl,科学事实,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:,Na Mg Al Si P S Cl,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。,8 同一周期元素（稀有气体元素除外）从左到右,随原子序数的递增，元素的 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。,三、元素周期表和元素周期律的应用,1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用,结构,位置,性质,结构决定位置： 原子序数核电荷数 周期序数电子层数 主族序数最外层电子数,最外层电子数和原子半径,原子得失电子的能力,元素的金属性、非金属性强弱,单质的氧化性、还原性强弱,结构决定性质： 最外层电子数主族元素的最高正价数 8负价数,位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性,2 元素的金属性 非金属性与元素在周期表中位置的关系,在元素周期表中，同一主族元素自上而下随核电荷数的递增，电子层数的增多，原子半径的增大，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素原子失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱 元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 同一周期元素（稀有气体元素除外）从左到右,随原子序数的递增， 原子半径的减小，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，元素的 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 Cs F,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,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,3 元素的主要化合价与元素在周期表中位置的关系,一般情况下: 主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主族元素的族序数= 主族元素原子的价电子数 F无正价，金属元素无负价 对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8,4元素周期律和元素周期表应用的重要意义 (1)为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索 (2)寻找新材料 半导体材料： 与 交界处的元素； 优良的催化剂： ； 耐高温、耐腐蚀的特种合金材料： ； 高效农药：含 等元素的化合物,金属,非金属,过渡元素,过渡元素,F、Cl、S、P,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,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,BC,2、下列事实能说明金属性NaMg的是： A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子； B、Na能与冷水反应，而Mg不能； C、碱性NaOH Mg（OH）2 D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；,3、下列事实能说明非金属性Cl S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定 C、酸性HCl H2S D、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6,AB,试比较 O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ 的半径大小,核电荷数 8 9 11 12 13,电子层数 2 2 2 2 2,A,B,C,D,电子总数 10 10 10 10 10,电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。,请总结：,1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如NaK(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如NaMg；Na+Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如ClCl- 4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na Na+,原子半径和离子半径与核电荷数、 电子层数以及电子数的关系,结论,5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。,4.下列有关元素周期律的叙述，正确的（ ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化幻灯片 21,A,【课堂练习】,1.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P,2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是 A. rCl / rF B. rI-/rI C. rMg2+/Na+ D. rF-/