第二节 元素周期律 第二课时 来自：高考直通车APP.

Presentation on theme: "第二节 元素周期律 第二课时 来自：高考直通车APP."— Presentation transcript:

1 第二节 元素周期律 第二课时 来自：高考直通车APP

2 (一）元素原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化
一. 元素周期律 (一）元素原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化 1、随原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现由 1—8的周期性变化（H、He除外） 2、随原子序数的递增，元素原子半径呈现由大→小经 过稀有气体后，又重复出现由大到小的周期性变化。 3、随原子序数的递增，元素的最高正价呈现 +1→+7 （O、F除外,第一周期除外）；最低负价呈现 -4→-1→0 的周期性变化。 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、化合价呈现周期性变化。

3 二、元素金属性和非金属性的周期性变化 （一）元素金属性和非金属性的判断标准 1、微观 判据 金属性 非金属性 元素的原子失电子的能力 元素的原子得电子的能力 注意： 金属性（非金属性）的强 弱 只与原子失（得）电子的 难易有关，与失（得）电子的多少无关。 2、宏观判据 a、元素的单质与水或与酸反应置换出氢气 的难易。 越容易，元素的金属性就越强。 金属性 非金属性 b、元素最高正价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 碱性越强，元素的金属性就越强。 a、元素单质与氢气生成气态氢化物的难易和气态 氢化物的稳定性。 越容易，越稳定则元素的非金属性就越强。 b、元素最高正价氧化物对应的水化物 酸性强弱。 酸性越强，元素的非金属性就越强。

4 ？ Na Mg Al Si P S Cl （二）11~17号元素金属性与非金属性的变化情况 金属元素 非金属元素 分析 结构特点 电子层数：
核电荷数： 原子半径： 最外层电子数： 相同 少 多 失电子能力： 得电子能力： 强 弱 大 小 弱 强 少 多 ？ 猜想 电子层数相同的元素，随着核电荷数的增加， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

5 1、 元素的金属性递变规律 Na Mg Al 与水 反应 氧化物对应 的水化物 与酸反应 氢氧化物与 NaOH反应 氢氧化物 碱性强弱 结论
与冷水微弱反应， 滴入酚酞，溶液 为浅红色，加热 后产生大量气泡， 溶液红色加深 与冷水剧烈反应 与水反应很困难 反应很剧烈 反应剧烈 反应不太剧烈 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 沉淀不溶 沉淀溶解 强碱 中强碱 两性氢氧化物 碱性逐渐减弱 金属性逐渐减弱

6 2、元素的非金属性递变规律 Si P S Cl SiH4 PH3 H2S HCl H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 气态
氢化物 最高价 氧化物 对应的 水化物 结论 SiH4 PH3 H2S HCl 合成越容易，稳定性逐渐增强 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 很弱酸 中强酸 强酸 最强酸 酸性逐渐增强 非金属性逐渐增强

7 综上所述可知： Na Mg Al Si P S Cl Ar 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 稀有气体元素 得出： 电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增， 元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现 周期性的变化。

8 同一周期元素金属性和非金属变化 非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱 Li 3锂 Be 4铍 B 5硼 C
6碳 N 7氮 O 8氧 F 9氟 Ne 10氖 Na 11钠 Mg 12镁 Al 13铝 Si 14硅 P 15磷 S 16硫 Cl 17氯 Ar 18氩 非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱

9 三、元素周期律的概念与实质 原子结构的周期性变化 元素性质的周期性变化 元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 周期性变化的规律。
实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的 周期性变化的必然结果。 决定 原子结构的周期性变化 元素性质的周期性变化 反映

10 练习： 1、有11~17号中三种元素X、Y、Z，其最高价氧化物对应的 水化物的酸性依次增强，则下列有关 性质的判断中错误的是( ) A. 元素的非金属性X>Y>Z B. 气态氢化物的稳定性X<Y<Z C. 原子半径X>Y>Z D. 最高正化合价X<Y<Z A

11 2、A、B、C、D、E是同一周期的一种元素。A和B的
最高氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C 和D的最高价氧化物对应的水化物均呈酸性，且酸性 C＞D，E是这五种元素中原子半径最小的元素，则元 素的原子序数由小到大的顺序是（ ） A、A B C D E B、C D A B E C、B A D C E D、E C D B A C

12 Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
化学方程式： Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O H3AlO3= H2O + HAlO2 HAlO2+NaOH=NaAlO2+H2O 铝酸 偏铝酸 偏铝酸 偏铝酸钠 两性氢氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应 生成盐和水的氢氧化物， 叫做两性氢氧化物。 如：Al(OH)3 两性氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应生 成盐和水的氧化物叫做两性氧化物。如：Al2O3 化学方程式： Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

13 非 金 属 性 递 增 非金属性最强 金 属 性 递 增 非 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增 金 属 最 强

14 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.

15 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 Cs F2 Li H2 找元素之最 C He B特殊知识点 HF CH4 HClO4 CsOH Al O 找半导体：在“折线”附近 Si Ge Ga 找农药： 在磷附近 P As S Cl F 找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料： 过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh

16 小结： 元素周期律的涵义 元素周期律的实质 （量变 质变） 随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。
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。 （量变 质变）

17 r > r > r r H+ < r H < r H- 单核微粒半径比较的规律 （不考虑稀有气体）
1 、电子层数相同的原子，看核电荷数。 核电荷数越大，原子半径减小。 例如：rNa >rMg>rAl 2 、最外层电子数相同的原子，看电子层数。 电子层数越多，半径越大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs r H+ < r H < r H- 3、思考：比较 r H 、 r H+ 、r H- 结论：核电荷数相同，看核外电子数。 核外电子数越多，半径越大。 4、思考：比较 + - 2 Mg Na F r 结论：具有相同电子层结构的离子，看核电荷数。 核电荷数越大，离子半径减小。 + - > 2 Mg Na F r + - > 2 Ca K Cl S r

18 练习1：X元素阳离子与Y元素阴离子具有相同电子层结构，下列
叙述中正确的是（ ） A.X原子比Y原子最外层电子数多 B.X原子序数比Y原子序数小 C.X离子半径比Y离子半径大 D.X原子半径比Y原子半径大 D 2、 X元素的阴离子，Y元素的阴离子和Z元素的阳离子具有相同的 电子层结构，已知X的原子序数比Y的大，则X、Y、Z的三种离子 半径大小的顺序是（分别用r1、r2、r3表示）（ ） A. r1 >r2>r B. r2 > r1 >r C. r3>r1 >r D. r3>r2> r1 B

19 3、某元素原子最外电子层上只有两个电子（ ）
A、一定是金属元素 B、一定是ⅡA族元素 C、一定是过渡元素 D、可能是金属也可能不是金属元素 D

20 4．通常情况下，微粒A和B为分子，C和E为阳离子，
D为阴离子，它们都含有10个电子；B溶于A后所得 的物质可电离出C和D；A、B、E 三种微粒反应后 可得C和一种白色沉淀。请回答： （1）用化学符号表示下列4种微粒： A；_______B：________；C：______；D：______。 （2）写出A、B、E三种微粒反应的离子方程式： ________________________________________

21 5、 Si F H K2O2