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第一節 元素周期律和元素周期表
課時1 元素周期律
第五章 微觀結構與物質的多樣性
學習目標
1.通過分析1～18號元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的變化，總結出它們的遞變規律，并由此認識元素周期律。
2.初步認識元素性質的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的必然結果。
3.形成結構決定性質的觀念。
有什么規律？
（1）變化規律：
隨著核電荷數的遞增，除H、He外，元素原子最外層電子數出現從1遞增到8的周期性變化。即：隨著元素核電荷數的遞增，元素原子核外電子數排布呈周期性變化。
觀察1~18號元素的原子核外最外層電子排布隨原子序數的遞增有什么變化規律？
觀察課本P115表中5-1中數據。并按要求畫出原子半徑曲線圖，觀察變化規律。
（2）變化規律
3~9號元素，隨著核電荷數的遞增，原子半徑減小。呈現周期性變化。
11~17元素，隨著核電荷數的遞增，原子半徑減小。呈現周期性變化。
b. 最外層電子數相同時
最外層電子數相同時，原子電子層數越多，原子半徑越大
a. 電子層數相同時
原子半徑減?。ㄏ∮袣怏w除外）
原子半徑增大
總結：微粒半徑大小比較規律：（稀有氣體除外）
1.先看電子層，層多徑大
2.層同看序號，序大徑小
3.序同看電子數，數大徑大
如：r(S2－)＞r(Na＋)＞r(H＋)
如：r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)
如：r(Cl－)＞r(Cl)
例：下列各組元素中按微粒半徑遞增順序排列的是 (　　)
A．K　Na　Li B．N　O　F
C．Ca2＋　K＋　Cl－ D．Ba2＋　Ca2＋　Mg2＋
C
交流與討論：以1－18號元素為例，參照下表，以原子序數為橫坐標、元素主要化合價（最高正價、最低負價）為縱坐標，繪制折線圖。
隨著核電荷數的遞增，元素的最高正化合價呈現＋1到＋7(氧、氟除外)、最低負化合價呈現－4到－1的周期性變化。
（3）變化規律（稀有氣體元素除外）
O無最高正價，F沒有正價
觀察思考：主要化合價變化和最外層電子數有何關系？
元素的最高正化合價＝最外層電子數(O、F及稀有氣體除外)
元素的最低負化合價(非金屬具有)＝最外層電子數－8
元素的最高正化合價＋|元素的最低負化合價|＝8
金屬性
在化學反應中元素的原子失去電子的能力，與失電子的數目無關。
非金屬性
在化學反應中元素的原子得電子的能力，與得電子的數目無關。
推測：元素的金屬性、非金屬性是否也呈現周期性變化？
1、元素金屬性強弱的判斷依據：
①元素原子越易失去電子
②與水或酸置換氫氣越容易
③最高價氧化物水化物堿性越強
④單質還原性越強、金屬陽離子
氧化性越弱
2、元素非金屬性強弱的判斷依據：
①元素原子越易得到電子
②與氫氣反應越容易
③氣態氫化物越穩定
④最高價氧化物水化物酸性越強
⑤單質氧化性越強、陰離子還原性越弱
以11-17號元素為例，分析元素金屬性與非金屬的變化。
基礎實驗
P117
實驗 Na Mg Al
與水反應 與冷水反應
與熱水反應 ─
與鹽酸反應 ─
鈉與水反應劇烈，熔成閃亮的小球，四處游動最終消失，溶液變紅
反應緩慢
鎂條表面產生氣泡，溶液變紅
不反應
鋁條表面產生氣泡，溶液變紅
兩種金屬均與鹽酸反應并產生大量氣泡；鎂與鹽酸的反應比鋁與鹽酸的反應劇烈
分析：鈉、鎂、鋁金屬性強弱的順序是 。
Na>Mg>Al
？
與水或酸反應置換出氫的劇烈程度減弱
最高價氧化物的水化物的堿性：
元素的金屬性：Na>Mg>Al
金屬失電子的能力:
Na>Mg>Al
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
與水或酸反應置換出氫的劇烈程度：
Na>Mg>Al
對應陽離子的氧化性：
Na+單質的還原性:
Na>Mg>Al
交流討論
P118
與氫氣化合條件由難到易
氣態氫化物穩定性由弱到強
結論：非金屬性Si？
最高價氧化物的水化物的酸性：
非金屬得電子的能力:
SiH2SiO3單質與氫氣的化合難易程度：
單質的氧化性：
氣態氫化物穩定性:
元素的非金屬性：Si弱酸
中強酸
強酸
最強酸
SiH4Si對應陰離子的還原性
Si4->P3->S2->Cl-
Si當元素原子的核外電子層數相同時，隨著核電荷數的遞增，元素的非金屬性逐漸增強，元素的金屬性逐漸減弱。呈現周期性的變化
Al(OH)3的性質
Al(OH)3既能與鹽酸反應，又能與氫氧化鈉溶液反應，Al(OH)3是兩性氫氧化物。
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
歸納總結：
隨著原子序數的遞增：
①原子核外電子排布呈周期性變化（結構上）
②原子半徑呈周期性變化
③元素主要化合價呈周期性變化
④元素的金屬性、非金屬性呈現周期性的變化
元素的性質隨著元素核電荷數的遞增呈周期性變化的規律叫作元素周期律。
（性質體現）

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