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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
授課人：
學習目標
1.了解元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性的周期性變化，認識元素周期律并理解其實質。
2.能從物質變化的實驗事實和有關數據中提取證據，能從宏觀和微觀結合的視角進行分析、比較、得出規律性的結論。
在目前的范圍內，
似乎萬事萬物都有其規律，都能被人認識、總結，進而被用來指導實踐。
有什么規律？
按照核電荷數由小到大的順序給元素依次編號
原子序數=
核電荷數=
核內質子數=
核外電子數
一、元素周期律
一、元素周期律
核電荷數為1~18的元素原子最外層電子數
隨著核電荷數的遞增，除H、He外元素原子的最外層電子數呈現從1到8的周期性變化。
規律：
一、元素周期律
隨著核電荷數的遞增，元素的原子半徑呈現由大到小的周期性變化
規律：
一、元素周期律
原子半徑的變化
除稀有氣體外的規律：
①原子電子層數相同時，最外層電子數越多，半徑越小，因核電荷數增多。
②最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大。
一、元素周期律
短周期元素中，原子半徑最大的元素
所有元素中，原子半徑最小的元素
一、元素周期律
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。
一、元素周期律
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
根本原因：隨著核電荷數的遞增，原子的最外層電子數排布呈周期性變化。
1
2
3
4
對于1～18號元素：
一、元素周期律
元素周期律
隨著元素核電荷數的遞增，元素的核外電子排布、元素的原子半徑（稀有氣體元素除外）、元素的主要化合價（最高化合價和最低化合價）均呈現周期性變化。
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。
實質
元素原子核外電子排布隨著元素核電荷數的遞增發生周期性變化的必然結果。
規律呈現
一、元素周期律
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。
思考
元素的金屬性和非金屬性是否也隨原子序數的變化呈現周期性變化呢？
一、元素周期律
比較元素的單質與水(或酸)反應置換出氫的難易程度。
置換反應越容易發生，元素原子的失電子能力越強，元素的金屬性越強。
判斷元素金屬性強弱的方法
比較元素最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱。
一般來說，堿性越強，元素原子失電子的能力越強，元素的金屬性越強。
實驗設計：——控制變量法
1、比較鈉、鎂、鋁置換出水(或酸)中的氫的難易程度——固體表面積
2、比較鈉、鎂、鋁的最高價氧化物的水化物的堿性強弱——酸濃度、體積
一、元素周期律
實驗探究
實驗現象 實驗結論
鈉熔成小球,浮于水面,四處游動,有“嘶嘶”的響聲,反應后溶液變紅　 鈉與冷水反應劇烈,反應的化學方程式為2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑　
加熱前,鎂條表面附著了少量無色氣泡,加熱至沸騰后,有較多的　無色氣泡冒出　,溶液變為　粉紅　色,鋁片沒有明顯現象 鎂與冷水幾乎不反應,而能與熱水反應,反應的化學方程式為：
鋁與冷水、熱水均不反應
一、元素周期律
由上述實驗可知：鈉、鎂、鋁置換出水(或酸)中的氫時，由易到難的順序是 。
Na>Mg>Al
Mg與稀鹽酸反應劇烈；
Al與稀鹽酸反應較劇烈。
Mg＋2H＋===Mg2＋
＋H2↑
2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3堿性強弱
一、元素周期律
沉淀逐漸溶解
沉淀不溶解
Al(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2O
NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物，三者的堿性依次減弱
一、元素周期律
結論：
原因：當元素原子的核外電子層數相同時，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小（稀有氣體元素除外），原子失電子能力逐漸減弱，所以金屬性逐漸減弱。
金屬失電子的能力，即金屬性：
Na>Mg>Al
金屬性比較 本質 原子越易失去電子,金屬性越強
判斷 依據 ①在金屬活動性順序中位置越靠前,金屬性越強
②單質與水或非氧化性酸反應越劇烈,金屬性越強
③單質還原性越強,離子氧化性越弱,金屬性越強
④最高價氧化物對應水化物的堿性越強,金屬性越強
⑤若Xn＋＋Y=X＋Ym＋,則Y的金屬性比X強
一、元素周期律
比較元素的單質與氫氣化合的難易程度以及氣態氫化物的穩定性。一般來說，反應越容易進行，生成的氣態氫化物越穩定，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。
判斷元素非金屬性強弱的方法
比較元素最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱。一般來說，酸性越強，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。
一、元素周期律
一、元素周期律
硅、磷、硫、氯非金屬性強弱比較
元素 Si P S Cl
最高價氧化物的化學式 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
最高價氧化物對應水化物的化學式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中強酸 H2SO4 強酸 HClO4
酸性比
H2SO4強
單質與H2反應的條件 高溫 磷蒸氣與 H2能反應 加熱 光照或點燃時發生爆炸而化合
氫化物的穩定性 不穩定 受熱分解 受熱分解 穩定
一、元素周期律
總結：
①硅、磷、硫、氯單質與氫氣化合時條件由易到難的順序為 。
②硅、磷、硫、氯對應氫化物的熱穩定性： 。
Cl2>S>P>Si
SiH4一、元素周期律
原因：當元素原子的核外電子層數相同時，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小（稀有氣體元素除外），原子得電子能力逐漸增強，所以非金屬性逐漸增強。
結論：非金屬失電子的能力，即非金屬性：
Cl>S>P>Si
一、元素周期律
非金屬性比較 本質 原子越易得到電子,非金屬性越強
判斷 依據 ①與H2化合越容易,氣態氫化物越穩定,非金屬性越強
②單質氧化性越強,陰離子還原性越弱,非金屬性越強
③最高價氧化物對應水化物的酸性越強,非金屬性越強
④An-＋B=Bm-＋A,則B的非金屬性比A強
一、元素周期律
最高價氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強,不能認為某元素氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強。
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2
3
4
判斷元素非金屬性強弱的4個誤區
比較元素金屬性、非金屬性強弱不能根據最外層電子數的多少或電子層數的多少,而應根據得失電子的難易程度。
不能通過物質的物理性質,如熔沸點、溶解性等方面比較元素金屬性或非金屬性強弱。
氫化物的穩定性越強或還原性越弱,則元素的非金屬性越強,不能認為氫化物的酸性越強,元素的非金屬性越強。
一、元素周期律
一、元素周期律
11～17號元素金屬性、非金屬性變化規律的根本原因
元素原子核外電子層數相同時，隨著核電荷數逐漸增加，原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)，這種原子結構的變化，使原子核對最外層電子的吸引能力逐漸增強，元素原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
一、元素周期律
元素周期律
隨著元素核電荷數的遞增，元素的原子半徑（稀有氣體元素除外）、元素的主要化合價（最高化合價和最低化合價）、元素的金屬性和非金屬性均呈現周期性變化。
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。
實質
元素原子核外電子排布隨著元素核電荷數的遞增發生周期性變化的必然結果。
典例解析
例1.X、Y、Z、W為1~18號元素,其原子半徑及主要化合價如下表:
下列敘述正確的是(　　)
A.X、Y元素的金屬性: X＜Y
B.Z單質與W的常見單質生成的化合物只有一種
C.Y的最高價氧化物對應的水化物不能與堿反應
D.Z、W和氫元素形成的化合物可能是酸、堿或鹽
元素代號 X Y Z W
原子半徑/pm 160 143 70 66
主要化合價 ＋2 ＋3 ＋5、＋3、-3 -2
D
二、微粒半徑大小的比較
1.原子半徑
(1)電子層數相同時,隨原子序數的遞增,原子半徑逐漸減小。
例如:Na Mg Al Si P S Cl。
(2)最外層電子數相同時,隨電子層遞增原子半徑逐漸增大。
例如:Li Na K Rb Cs。
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二、微粒半徑大小的比較
2.離子半徑
(1)同種元素的不同粒子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子。
例如:S2- S, Na Na+。
(2)電子層結構相同的離子,核電荷數越大,半徑越小。
例如:S2- Cl- K+。
(3)帶相同電荷的離子,電子層數越多,半徑越大。
例如: K+ Na+。
(4)所帶電荷、電子層數均不同的離子可選一種離子參照比較。
例如:K+與Mg2+半徑,可選Na+為參照,得出:K+ Na+ Mg2+。
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典例解析
例2、下列4種微粒中,半徑按由大到小的順序排列的是(　　)
A.①＞②＞③＞④　　B.③＞④＞①＞②C.③＞①＞②＞④　　D.①＞②＞④＞③
C　
課堂小結
元素周期律
微粒半徑大小的比較
不良反應
核外電子排布
原子半徑
主要化合價
金屬性與非金屬的比較
原子半徑
離子半徑
隨堂練習
1.下列事實不能作為實驗判斷依據的是(　　)
A.鈉和鎂分別與冷水反應,判斷金屬性強弱
B.鐵投入CuSO4溶液中,能置換出銅,鈉投入CuSO4溶液中不能置換出銅,據此可判斷鈉與鐵的金屬性強弱
C.酸性:H2CO3＜H2SO4,據此可判斷硫與碳的非金屬性強弱
D.通過氫化物HBr和HI的穩定性,判斷Br、I的非金屬性強弱
B
2.下列能說明氯元素的非金屬性比硫元素強的是(　　)
①HCl比H2S穩定②S2-的還原性比Cl-的強③Cl2能與H2S反應生成S④HCl的溶解度比H2S的大⑤Cl2與Fe反應生成FeCl3,S與Fe反應生成FeS⑥HCl的酸性比H2S的強
A.①②③⑤　　　　　　　　B.①②④⑤
C.②③⑤⑥　　 D.①②③④⑤⑥
A
隨堂練習

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