第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 化学Ⅱ.

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1 第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 化学Ⅱ

2 元素周期表的由来： ①1864 年，德国化学家迈尔发表了《六元素表》，他把28 种元素列在一张表上，表中各元素按原子量排列成序，并对元素进行了分族，且给尚未发现的元素留出了空位，比“三元素组”有了很大进步。 ②1865 年，英国人纽兰兹又提出一个叫做“八音律”的理论。他把元素按原子量递增的顺序排列，第八种元素的性质几乎和第一种元素的性质相同。这种像音乐中八度音似的“八音律”，进一步揭示了元素的性质和元素原子量之间的密切联系。

3 ③1869年，俄国化学家 门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，通过分类归纳，制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上重要的里程碑之一。

4 [思考与交流] (观察元素周期表) 原子序数=核电荷数=质子数=电子数
人们发现原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数=核电荷数=质子数=电子数 结合1-20号元素原子的结构示意图和元素周期表中1-20号元素的排列，分析一下我们现在使用的元素周期表的排列规律。

5 钾（K） 钙（Ca） ＋ ＋

6 ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。
一、元素周期表 1、元素周期表的编制原则 ⑴ 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行 ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

7 2、元素周期表的结构 周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递 增的顺序排列的一系列元素。（行） 族：具有相似内层结构和相同的最外层电子数并 按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素（列）

8 周期 短周期 长周期 不完全周期 ①周期的分类 第一周期：2 种元素 第二周期：8 种元素 第三周期：8 种元素 第四周期：18 种元素
（横行） 长周期 第五周期：18 种元素 第六周期：32 种元素 不完全周期 第七周期：26种元素 ②周期序数 = 电子层数

9 族 主族： 副族： 纵行 0族： 第Ⅷ族： ①族的分类 共七个主族 共七个副族 稀有气体元素 ②主族序数=最外层电子数
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族 族 纵行 副族： ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族 0族： 稀有气体元素 第Ⅷ族： 三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 ②主族序数=最外层电子数

10 ③族的别称 碱金属 氧族 第ⅠA族称为 元素 , 第ⅥA族称为 元素 第ⅡA族称为 元素, 第ⅦA族称为 元素
零族称为 　 元素 卤族 碱土金属 碳族 氮族 稀有气体

11 元素周期表的结构 归纳： 三长、三短、一不全； 七主、七副、一0八；

12 思考：Cl的位置的描述： 第III周期 第七主族 第3周期 VII族 第三周期 VIIA族 第三周期第VIIA族 不把它排在ⅡA族？
1、氦元素原子最外层有两个电子，为什么 不把它排在ⅡA族？ 2、哪周期元素种类最多？族呢？

13 课堂练习 B 1.已知某主族元素的原子结构示意图如 下，判断其位于第几周期？第几族？ X Y 第三周期第IA族 第五周期第VIIA族
+53 2 8 18 18 7 第三周期第IA族 第五周期第VIIA族 B 2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的（ ） A. 相对原子质量和核外电子数 B. 电子层数和最外层电子数 C. 相对原子质量的最外层电子数 D. 电子层数的次外层电子数

14 课堂练习 3.推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。 2 3 4 5 7 原子序数 6 13 34 53 88
族 2 3 4 5 7 IVA IIIA VIA VIIA IIA

15 课堂练习 4.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ） D （A） （B） （C） （D） 2 3 4 11 19 2
4.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ） （A） （B） （C） （D） D 2 3 4 11 19 2 10 11 18 19 6 11 12 13 24 6 7 14 31 32

16 课堂练习 5、元素X的原子获得3个电子或元素Y的原子失去2个电子后，它们的电子层结构与氖原子的电子层结构相同。X、Y两种元素的单质在高温下得到的化合物的化学式为_______，元素X在周期表中是第____族。元素Y在周期表中位于第____周期。 Mg3N2 VA 三

17 课堂练习 14 3、19 H、Be 、 Al Ｃ S Li、Ｃa 6.第三周期第IVA族的元素原子序数是： 。
Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是： 。 短周期元素中，族序数＝周期序数的元素有： 。 族序数等于周期序数2倍的元素有： 。 周期序数＝族序数2倍的有： 。 3、19 H、Be 、 Al Ｃ S Li、Ｃa

18 课堂练习 7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素， 其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三 种元素原子最外层电子数之和为17，质子数
7N O 14P S

19 二、元素的性质与原子结构 1.碱金属元素 元素 名称 符号 核电 荷数 最外层电子数 电子 层数 原子结构 相同点 递变性 锂 钠 钾 铷
铯 Li Na K Rb Cs 3 1 2 最外层都有1个电子 碱金属元素 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大 11 1 3 19 1 4 37 1 5 55 1 6

20 碱金属元素单质 Rb

21 2、【科学探究】 浮、熔、游、响、红 思考：如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点？ （1）与O2的反应； （2）与H2O的反应 钾
钠 与氧气的反应 比钠要剧烈 生成淡黄色的固体，并发出黄色火焰 与水的反应 反应要比钠剧烈 浮、熔、游、响、红

22 3、思考与交流 碱金属元素在化学性质上的异同 4Li + O2 ==== 2Li2O 2Na + O2 ==== Na2O2
（1）相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性； 4Li + O2 ==== 2Li2O 2Na + O2 ==== Na2O2 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ △ △ （2）递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大.

23 碱金属元素的化学性质 Li Na K Rb Cs 结构 性质 决定 相似性： 容易失去1个电子，单质 表现出很强的还原性 相同点： 最外层都有1个电子 递变性： 核对最外层电子的引力减弱 失电子能力增强 金属性逐渐增强 单质的还原性增强 递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大

24 碱金属的物理性质的比较 Li Na K Rb Cs 颜色 均为银白色（Cs略带金色） 相 似 点 硬度 柔软 密度 较小 熔沸点 较低
导电导热性 强 递变性 逐渐增大（K特殊） 密度变化 单质的熔沸点逐渐降低 熔沸点变化

25 学与问 浏览P7的卤族元素的原子结构，并思考： 卤素(ⅦA族)的原子结构有什么相同和不同之处？ 原子结构 性质 相同点 相似性 不同点
递变性 易于得到一个电子（具氧化性），化学性质活泼，体现强非金属性 原子的最外层均 为7个电子 核电荷数增多；电子层数递增；原子半径递增 得电子能力递减， 非金属性递减， 氧化性递减。

26 卤族元素在物理性质上的规律 浏览P8资料片卡中卤素单质的物理性质表，并总结规律： 结论： （1）颜色 —— （2）状态 —— 浅 深；
（3）熔沸点—— （4）密度 —— （5）溶解性—— 浅 深； 气 液 固； 逐渐升高（自上而下） 逐渐增大（自上而下） 逐渐减小（自上而下）

27 思考：如何通过实验验证卤素化学性质的相似性和不同点？
卤族元素在化学性质上的规律 （1）与氢气的反应； ①相似性： 均能与氢气反应,表现出非金属性（氧化性）； 反应通式： X2 + H2 === 2HX 剧烈程度： 氢化物的稳定性： 逐渐减弱 ②递变性： 逐渐减弱

28 F Cl Br I 卤族元素的化学性质 决定 结构 性质 相似性： 容易得到1个电子，单质 相同点： 表现出很强的氧化性 最外层都有7个电子
结构 性质 决定 相似性： 容易得到1个电子，单质 表现出很强的氧化性 相同点： 最外层都有7个电子 递变性： 核对最外层电子的引力减弱 得电子能力减弱 非金属性逐渐减弱 单质氧化性减弱 递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大

29 （2）卤素单质间的置换反应 氯水 CCl4 振荡 NaBr溶液 现象： 溶液由无色变为橙黄色 水层：颜色变浅 CCl4层：无色变为橙红色
KI溶液 水层：颜色变浅 溶液由无色变为棕黄色 现象： CCl4层：无色变为紫红色

30 溴水 CCl4 振荡 KI溶液 现象： 溶液由无色变为棕黄色 水层：颜色变浅 CCl4层：无色变为紫红色

31 结论： 氧化性：F2 ＞ Cl2＞Br2＞I2 Cl2 + 2NaBr = 2NaCl +Br2
Cl KI = 2KCl + I2 Br KI = 2KBr +I2 思考：根据上述反应，比较Cl2、Br2、I2的氧化性强弱 结论： 氧化性：F2 ＞ Cl2＞Br2＞I2

32 总结： 至此我们可以看到同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。 得电子的能力逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 金属性逐渐增强 失电子的能力逐渐增强

33 三、核素 构成原子的粒子 电子 原子核 质子 中子 质量/kg 相对质量 质子质量的1/1836 1.007 1.008
1、原子结构 构成原子的粒子 电子 原子核 质子 中子 质量/kg 9.109×10-31 1.673×10-27 1.675×10-27 相对质量 质子质量的1/1836 1.007 1.008

34 2、质量数（A） 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

35 3、原子组成的表示方法 A——质量数， Z——质子数， X——元素符号

36 （3）同位素： 4、元素、核素和同位素 （1）元素： （2）核素 具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 C 12 6 C 14 6 O 8 17 16 O 8 （3）同位素： 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。

37 核素与同位素概念： 右图有三种原子，核内都只有一个质子、中子数为0、1、2，核外有一个电子，质量数为1、2、3，可表示为：11H 、12H、13H 。属质子数相同的同一类原子（总称为氢元素），但中子数不同，则互称为同位素。                                                           

38 同位素的性质 ①化学性质几乎完全相同。 ②在天然存在的某元素里，不论游离态还是化合态，各核素所占的原子个数百分比是不变的。

39 5.元素的相对原子质量： 元素的相对原子质量： 各种天然核素的相对原子质量与其原子个数百分含量乘积的代数和. ＝R1×a1％+R2×a2％＋… 其中R1、R2…为各核素的相对原子质量 a1％、a2％…为各核素的原子个数百分数 如果用各核素的质量数A1、A2……代替其相对原子质量，计算得到的是元素的近似相对原子质量

40 已知Cl元素的两种核素的相对原子质量和原子个数百分含量如下，试计算Cl元素的相对原子量。
34.969×0.7577＋36.966×0.2423＝35.453， 即：氯的相对原子量为35.453。

41 课堂练习 1、下列核素中互为同位素的是（ ） 2、判断下列说法正误： （1）质子数相同的原子一定是同一种元素（ ） 对 错
1、下列核素中互为同位素的是（ ） Cl 35 37 C 14 6 N 7 14 Cl 35 37 Cl 2、判断下列说法正误： （1）质子数相同的原子一定是同一种元素（ ） 对 错 （2）一种元素只有一种核素。（ ）

42 课堂练习 3、已知某元素X的一种核素的质量数为A，中子数为N，则下列判断不正确的是（ ） A．这种核素的符号可表示为 X B．A可代表这种核素的近似相对原子质量 C．A小于X的元素的相对原子质量 D．A不能代表X元素的相对原子质量 A A-N C

43 课堂练习 4、下列叙述中正确的是( ) A.氢有三种核素,即有三种氢原子 B.所有元素的原子核均由质子和中子构成 C.具有相同的核电荷数的粒子,总称为元素 D.31H是一种同位素 A

44 课堂练习 5、铜有两种天然同位素63Cu和65Cu,已知铜的相对原子质量是63.5,则63Cu的原子个数百分数是( ) A.75% B.25% C.50% D.45% A

45 课堂练习 6、某元素近似相对原子质量为a，有质量数分别为b和c的2种天然同位素。则这两种天然同位素在自然界中的原子个数之比为（ ） A．（a-c）：（b-a） B．（a-c）：（b-c） C．（a-b）：（a-c） D．（b-c）：（a-c） A

46 迈耶尔的《六元素表》

47 纽兰兹的《八音律图》

48 Ti=50 Zr=90 ？=180 V=51 Nb=94 Ta=182 Cr=52 Mo=96 W=186 Mn=55 Rh=104.4
Pt=197.44 Fe=56 Ru=104.4 Ir=198 Ni=Co=59 Pd=106.6 Os=199 H=1 Cu=63.4 Ag=108 Hg=200 Be=9.4 Mg=24 Zn=65.2 Cd=112 B=11 Al=27.4 ?=68 Ur=116 Au=197? C=12 Si=28 ?=70 Sn=118 N=14 P=31 As=75 Sb=122 Bi=210 O=16 S=32 Se=79.4 Te=128? F=19 Cl=35.5 Br=80 I=127 Li=7 Na=23 K=39 Rb=85.4 Cs=133 Tl=204 Ca=40 Sr=87.6 Ba=137 Pb=207 ?=45 Ce=92 ?Er=56 La=94 ?Yt=66 Di=95 In=75 Th=118? 1869 门捷列夫(俄)的第一张周期表

49 1871年门捷列夫(俄)的第二张周期表