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1、,元素周期律,必修2第一章第二节,学习目标,掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化. 初步了解元素周期律的含义,一、原子的结构,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,关系式1：,核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数,问题：如果是离子，则上述关系如何表达？,（原子）,阳离子：核电荷数=核内质子数=核外电子数+离子电荷数 阴离子：核电荷数=核内质子数=核外电子数-离子电荷数,二、原子核外电子运动的特征,思考：微观物体和宏观物体的运动特征怎样？,宏观物体的运动特征：,有确定的轨道； 可以准确地测出它们在某一时刻 所

2、处的位置及运行的速度； 可以描画它们的运动轨迹。,微观物体的特征：,电子的质量很小，只有9.1110-31千克； 核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）(10-10m)； 电子的运动速度很大；(2.2106米/秒）,原子核外电子运动的特征是,运动速度快，没有确定的轨道，可以用电子云形象描述 不能确定它在某一时刻的位置 不能描绘它的运动轨迹,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

3、有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。,三、原子核外电子的排布,1、电子层的划分,(1)各电子层最多容纳2n2个电子；,2、核外电子排布规律,(2)最外电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；,(3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；,（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。,以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。,3、元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系 (1)稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学

4、反应。 (2)非金属性与金属性(一般规律)：,练习： 、写出至号元素的原子结构示意图 、总结至号原子结构的特殊性。 （）原子中无中子的原子：,（）最外层有个电子的元素： （）最外层有个电子的元素： （）最外层电子数等于次外层电子数的元素：,H、Li、Na,He、Be、Mg,Be、Ar,（ ）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素：,C,O,Ne,与氩原子电子层结构相同的阳离子是: 与氩原子电子层结构相同的阴离子是:,K+；Ca 2+,S2- ；Cl-,核外有10个电子的粒子: 分子: 阳离子: 阴离子:,CH4；N

5、H3;H2O;HF;Ne,NH4+;H3O+;Na+;Mg2+;Al 3+,O2-;F-;OH-,氢原子的核外电子运动特征：,1. 氢原子的电子云呈球形对称，而多电子 原子的电子云则比较复杂。 2. 电子云图上的一个小黑点， 并不表示一个电子，而是表示 电子在某一时刻曾在此处出现一次。,思考：,通过对118号元素的原子结构示意图的比较，分析原子的核外电子层数和最外层电子数的变化有何规律,元素周期律第二课时,原子结构示意图,118号元素,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？,门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的。 祝您成功！,随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性

6、,从12号元素，即从氢到氦：有1个电子层，电子由1个增到2个，达到稳定结构； 从3 10号元素，即从锂到氖：有2个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构； 从11 18号元素，即从钠到氩：有3个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构。,一、核外电子排布的周期性变化,随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化。,结论：,根据下图所示元素原子的大小，比较一下原子的微观结构原子半径，有何规律,思考,二、原子半径的周期性变化,随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。,结论：,深入探讨,原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期

7、性变化？,影响原 子半径 大小的 因素,电子层数：电子层数越多，原子半径越大,核电荷数：,核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向,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。,深入探讨,为什么稀有气体的半径跟邻近的非金属元素相比显得特别大？,氯原子的半径是氯分子中两个原子核间距离的一半。,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。,主要化合价,118号元素,分析元素主要化合价的变化情况?,在39号元素中，从Li到N，正价由+1到+5，从C到F开始有负价，负价由-4到-1；在1117号元素中，正价由+1(

8、Na)到+7(Cl);从中部的元素开始有负价，负价是从-4(Si)递变到-1(Cl),呈现出周期性的变化。,除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体元素外，其它元素的最高正价数值=最外层电子数，负价的绝对值=8-最外层电子数。,三、元素化合价的周期性变化,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。,结论：,深入探讨,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,（氟元素无正价）,1、钠、镁与冷、热水反应现象； 2、镁、铝分别与盐酸反应；,观察实验,Mg+2H2O = Mg(OH)2+H2 ,Mg+2HCl=MgCl2+H2,2Al+6HCl=2AlCl3

9、+3H2,加热,写出上述发生反应的化学方程式，并完成课本的问题讨论。,钠、镁、铝的金属性哪个强？为什么？,元素化学性质变化规律,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,强碱,中强碱,两性氢氧化物,与冷水剧烈反应,与沸水反应;与酸剧烈反应,与酸缓慢反应,小结：,金属性强弱判断依据：,单质与水反应的难易程度 单质与酸反应的剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,钠镁铝的金属性逐渐 。,需高温,磷蒸气与氢气反应,加热反应,光照或点燃反应,原硅酸 H4SiO4,磷酸 H3PO4,硫酸 H2SO4,高氯酸 HClO4,弱酸,中强酸,强酸,最强酸,阅读课本比较电子层数相同的非金属的性质：,非金属性强

10、弱判断依据：,Na Mg Al Si P S Cl,从左到右,金属性减弱,非金属性增强,结论： 元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈周期性变化,小结：,非金属性强弱判断依据： 单质与氢气反应形成气态氢化物的难易程度 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数 18,（K层电子数 12）,原子半径 大小,（稀有气体元素突然增大）,化合价：+1+7 41,（稀有气体元素为零）,决定了,归纳出,引起了,元素化学性质金属性非金属性变化,思考,用一句话概括一下元素性质的变化情况,元素周期律的内

11、容,随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。,元素周期律的实质,元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。,小结：,元素周期律的内容：随着元素原子序数的递增，元素性质呈周期性变化。 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。,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H2

12、S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

13、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-