高二化学元素周期表和元素周期的应用

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1、新课标人教版课件系列《高中化学》必修２1.2.3《元素周期表和元素周期的应用》第一章物质结构元素周期律第三节《元素周期律》第３课时教学目标知识与技能：1、掌握元素周期表和元素周期律。2、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。过程与方法：1、归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。2、自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导教具准备：多

2、媒体、实物投影仪钠、镁、铝(同周期的金属)的性质钠镁铝单质与水（或酸）反应与冷水反应：反应，放出氢气。与冷水反应,与沸水反应。与酸反应,都放出氢气。与酸反应，放出氢气。最高价氧化物对应水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3NaMgAl金属性逐渐。剧烈慢较快强碱中强碱两性氢氧化物减弱剧烈较剧烈小结：元素金属性强弱的判断①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性）②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性）④金属单质之间的置换（金属性的置换金属性的）③金属

3、活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性）⑤金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性）越强越强强弱越强越强14Si15P16S17Cl最高价氧化物氧化物的水化物及其酸性强弱单质与H2反应条件气态氢化物及其稳定性结论H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4弱酸中强酸强酸最强酸酸性逐渐增强高温加热加热点燃或光照SiH4PH3H2SHCl稳定性逐渐增强非金属性逐渐增强SiO2P2O5SO3Cl2O7硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质①单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性）②形成的气态氢

4、化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性）③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性）④非金属单质之间的置换（非金属性的置换非金属性的）⑤非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性）越强越强强弱越强越强小结：元素非金属性强弱的判断随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布呈现周期性变化元素原子半径呈现周期性变化元素化合价呈现周期性变化元素的化学性质呈现周期性变化元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化—元素性质的周期性变化实质:是元素原子的核外电子排布

5、的周期性变化。元素周期律三、元素周期表和元素周期律的应用1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用（1）结构决定位置：核电荷数＝原子序数电子层数＝周期序数最外层电子数＝主族序数位置反映结构最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质：最外层电子数＝主族元素的最高正价数︱负价数︱+最外层电子数＝8性质反映结构（3）位置反映性质：同周期：从左到右，递变性同主族{相似性从上到下，递变性同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左

6、边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：结构位置性质决定反映决定反映决定反映原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增强失电子能力依次增强非金属性依次增强得电子能力依次增强得电子能力依次增强非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位

7、于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。2、元素的化合价与位置、结构的关系（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数（2）最低负价数＝主族序数－8＝最外层电子数－8（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。（2）可预测或推测元素的原子结构和性质（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质

8、发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。3、元素周期律的应用和意义练习：1、下列递变情况的是：A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱B.P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强C.C、N、O原子半径依次增大D.Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强不正确C2、同一横行X、Y、Z