第二节__元素周期律.ppt

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1、第二节元素周期律和元素周期表元素周期表和周期律⑴掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用；⑵以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；⑶以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；⑷了解金属、非金属在元素周期表中的位置及性质递变规律.规律：核外电子排布呈现规律性变化（第1周期除外，1~8个电子)二、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化。本质：核外电子排布周期性变化的必然结果。（一）原子核外电子的排布

2、能层电子层的代号n各电子层序号1234567KLMNOPQ与原子核的距离从小到大能量从低到高原子的最外层电子排布原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～23～1011～18结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化。123121818882周期性（二）原子半径原子序数原子半径的变化3～1011～17结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现变化。逐渐减小逐渐减小周期性比较微粒半径大小的依据（三看）一看电子层数：电子层数越多半径越大Na>Na+，K>Na二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径

3、越小。S2->Cl->K+>Ca2+;O2->F->Na+>Mg2+>Al3+三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。Cl->Cl;Fe2+>Fe3+例1.(四川卷)已知1~18号元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是A.质子数c＞bB.离子的还原性Y2-＞Z-C.氢化物的稳定性H2Y＞HZD.原子半径X＜WB例2.(辽宁卷）关于同一种元素的原子或离子，下列叙述正确的是A.原子半径比阴离子半径小B.原子半径比阴离子半径大C.原子半径比阳离子半径小D.带正电荷多的阳离子半

4、径比带正电荷少的阳离子半径大A（三）元素化合价原子序数化合价的变化1～23～1011～18结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现变化。周期性＋10＋1＋5－4－10+1+7－4－102、图中哪些元素的第一电离能出现异常？试用全充满和半充满状态的结构解释。1、同周期从左到右第一电离能有逐渐____的趋势,同主族从上到下第一电离能逐渐_______。增大减小（四）：元素第一电离能ONa>K>Rb>Cs半满全满例、观察分析下表电离能数据回答：为什么

5、钠易失去一个电子，镁易失去两个电子元素I1∕KJ·moL-1I2∕KJ·moL-1I3∕KJ·moL-1Na49645626912Mg73814157733从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成Na+而不易形成Na2+。而Mg的第一第二电离能相差不大，第三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。电负性的变化规律：电负性逐渐。增大电负性逐渐减小电负性最大电负性最小（五）、电负性x（六）元素的金属性与非金属性1.金属性强弱依据①单质与水或酸反应置换出氢的难易

6、②元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱③置换反应（单质的还原性强弱，离子的氧化性强弱）④其他（原电池）2.非金属性强弱依据①单质与氢气化合的难易以及氢化物的稳定性②元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱③置换反应（单质的氧化性强弱阴离子的还原性强弱）金属元素性质NaMgAl单质和水（或酸）的反应情况最高价氧化物对应水化物碱性结论：金属性Na>Mg>Al跟冷水剧烈反应NaOH强碱跟沸水反应放H2；跟酸剧烈反应放H2Mg(OH)2中强碱跟酸较为迅速反应放H2Al(OH)3两性氢氧化物14Si15P16S17Cl对应氧化物氧化物的水化物

7、酸性强弱与H2反应条件气态氢化物及稳定性氢化物水溶液的酸性结论SiO2P2O5SO3Cl2O7H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4弱酸中强酸强酸最强酸逐渐增强高温加热加热点燃或光照SiH4PH3H2SHCl逐渐增强逐渐增强非金属性逐渐增强11～18号元素性质的变化规律：NaMgAlSiPSClAr稀有气体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。小结：元素周期律原子半径元素主要化合价第一电离能电负性元素的金属性及非金属性随着原子序数的增加，元素的性质呈现周期性的变化。

8、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。元素的性质周期性变化例3.(北京卷)R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)A.若R(OH)n为强碱，则W(OH