元素周期律完整课件

化学Ⅱ

第二节元素周期律学习方法及要求１、勤学、会学：课前预习、课后复习。２、善思：积极参与、勤于思考。３、好问：有疑必问。４、整理：教学案、错题集。５、上课：精神饱满、记笔记。６、作业：按时、认真。

7、科代表作用：及时、协助、反馈。【复习】元素同期表一、

元素同期表的结构：1.元素周期表一共

行，

纵列。从横的方面看，分为

个短周期，

个长周期，共为

个周期。从纵的方面看，分为

个主族，

个副族，一个

族和

族。用口诀表示

。七18三三七七七0VIII

三短三长一不全，七主七副0和VIII

二、

原子结构和构成粒子数量间的关系1、原子(AzX)中，质子有

个，中子有

个，核外电子有

个。2、相互关系(1)

质量数=(2)

原子中：质子数=(3)

阳离子中：质子数=

ZA-ZZ质子数+中子数核电荷数=核外电子数核电荷数=离子的核外电子数+离子电荷数

阴离子中：质子数=核电荷数=离子的核外电子数-离子电荷数巩固试题：1、电荷数分别为16和6的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（）A、电子数B、最外层电子数

C、电子层数D、次外层电子数D三、元素、核素、同位素元素：具有相同________的____原子的总称。核素：具有一定数目的____和一定数目的____的____原子。同位素：______相同而______不同的同一元素的____原子，互称同位素。质子数一类质子中子一种质子数中子数不同【回顾】1、碱金属元素的性质递变,其本质原因?2、卤素性质递变,其本质原因?元素的性质随着原子序数的递增而呈怎样变化呢？

从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题【思考与交流】我们不烦来看一看：

我们前辈是如何来认识原子的

历史1、公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。19世纪初，英国科学家道尔顿提出

近代原子学说，他认为原子是微小

的不可分割的实心球体。1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。卢瑟福原子模型（空心球）波尔原子模型

电子云模型（几率说）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。一、核外电子的运动特征微观粒子（电子）的特征：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、不能同时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）我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率（电子云）我们如何来描述电子在核外的运动？电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小一例电子云的概念:用小黑点的疏密来形象化描述电子在原子核周围出现机会多少的图象----------电子云.★电子云演示【小结】①在描述核外电子运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现的机会多少.而不能描会出轨迹.②用的是小黑点的疏密来代表电子在核外空间单位体积内出现机会的多少.③电子在核外空间一定范围内出现,好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围,人们形象地称它为电子云.原子的构成、原子核的构成是怎样的?原子原子核核外电子质子中子{{图1-7电子层模型示意图二、原子核外电子的排布电子层(n)1234567字母表示能量KLMNOPQ低高核外电子排布规律1、电子总是尽先排布在能量较低的轨道。2、每层最多容纳2n个电子。23、最外层电子不超过8个(K为最外层不超过2个),次外层不超过18个,倒数说明: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.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.练习

画出37Rb、34Se和53I的原子结构示意图画出含有10个电子的原子或离子的结构示意图（有O2-，F-，Ne，Na+

，Mg2+

等）电子排布：2,8.18,8,12,8,18,62,8,18,18,7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：请指出Na+11281元素符号原子核核内质子电子层层内电子数已知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-m练习A原子核外电子的排布运动的特征分层的排布排布的规律不定向高速自旋绕着原子核运动象带负电的云雾由于电子能量的不同而分层排布，由近到远，由能量低到能量高。能量由低到高；每层最多容纳电子数目是2n2。最外层电子数目不超过8个，K层为最外层时不超过2个。次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。

三、元素周期律

请阅读和比较1-18号元素的有关数据，从中能找出什么规律？科学探究

1

2

氢

氦+10

原子序数元素名称

元素符号

电子排布

化合价

门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的。

祝您成功！HHe

1

2第一周期

3

4

5

6

7

8

9

10

锂

铍

硼

碳

氮

氧

氟

氖+1+2+3+4-4+5-3-2-10原子序数元素名称

元素符号

电子排布

化合价LiBe

BCNOFNe2,12,22,32,42,52,62,72,8第二周期11

12

13

14

15

16

17

18

钠

镁

铝

硅

磷

硫

氯

氩+1+2+3+4-4+5-30

原子序数元素名称

元素符号

电子排布

化合价+6-2+7-1NaMgAlSiPS

Cl

Ar2,8,12,8,22,8,32,8,42,8,52,8,62,8,72,8,8第三周期主族元素的化合价与最外层电子数有何关系？最高正价等于最外层电子数负化合价数=8–最外层电子数思考并讨论：

随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什么规律性的变化？原子序数电子层数最外层电子数最高或最低化合价的变化

1~2

1

3~10

11~18218183+1+5-4-10+1+7-4-1012+10【结论】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！原子半径原子序数原子半径影响半径大小因素①电子层数：电子层数越多，原子半径越大②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子最主要因素当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。半径有增大的倾向。<><<<>根据以上结论，判断下列粒子的半径大小（1）FCl

（2）ClSP（3）Cl-S2-

（4）Na+Mg2+Al3+(5)Fe2+

Fe3+>微粒半径比较规律r(Cl-)r(Cl)，r(Na+)r(Na)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(Cl)r(Na)r（K）r(Rb)，r(Cl-)r（Br-）r(I-)＜＜＜＜＞＞＞＞＞＞＞＞＜稀有气体的半径跟邻近的非金属元素相比显得特别大和氯原子相邻的氩原子是单原子分子，测定半径方法与氯原子不同。氯分子中两个氯原子核间距离的一半，视为氯原子的半径。为什么要这样测定氯原子的半径？氯原子不能单独存在10-10m【知识拓展】结论：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？疑问单质与水(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】科学探究: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(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科学探究: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列表总结：

Na

Mg

Al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：Na>Mg>Al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：Si<P<S<Cl科学事实氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl

非金属性：Si<P<S<Cl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科学事实原子序数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。1.性质、结构、位置之间的关系三、元素周期表和元素周期律的应用非金属性递增非金属性递增金属最强非金属性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-=.B特殊知识点找元素之最最活泼金属、最活泼非金属最轻的金属、最轻的非金属最高熔沸点是、最低熔沸点是最稳定的气态氢化物，含H%最大的是最强酸、最强碱地壳中含量最多的金属和非金属找半导体：在“折线”附近SiGe

Ga找农药：在磷附近PAsSClF找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：过渡元素FeNiPtPdRhCsF2LiH2CHeHFCH4HClO4CsOHAlO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

1B

Al

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA

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

非金属性逐渐增强元素的金属性和非金属性递变HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt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(1)主族元素:最高正价数=主族序数=最外层电子数

(价电子)(2)非金属元素:

｜最高正价｜+｜最低负价｜=83、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物---------RH4RH3H2RHR最高价氧化物R2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7最高价氧化物的水化物ROHR(OH)2R(OH)3H2RO3(H4RO4)H3RO4(HRO)3H2RO4HRO44、应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。（1）预言未知元素并证实.（2）分界处找半导体材料.（3）较低毒磷农药代替砷农药.（4）过度区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料.1、门捷列夫预言了锗的存在和性质

预测锗相对原子质量

7272.6密度/5.55.32氧化物

MO2GeO2氧化物密度/4.74.72氯化物MCl4GeCl4氯化物熔点

/℃<10084g/cm3g/cm3铝2.70660.37℃26.98锌65.41419.58℃7.14铟114.87.31156.61℃锗72.645.32937.4℃?

类铝（Ea） 1871年门捷列夫预言 原子量约为69

密度约为5.9~6.0g/cm3 熔点应该很低 可用分光镜发现其存在 最高价氧化物Ea2O3

镓（Ga）

1875年发现后测定

原子量约为69.72

密度约为5.94g/cm3

熔点为530.1℃