元素周期律ppt 课件.ppt

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1、二、元素周期律在课本P14-15表中写出元素周期表前三周期元素（1-18号）的符号及原子的核外电子排布（用原子结构示意图表示）思考并讨论：随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→81~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价原子半径大→小原子半径大→小结论：同周期元素随原子序数递增，原子半径逐渐减小1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正

2、价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→0结论：同周期元素随原子序数递增，化合价呈周期性变化。主族元素最高正价=最外层电子数=主族序数负价=最外层电子数-8注意：F无正价，金属无负价+1+2+3+4+5+6+7-1-2-3-4HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClAr元素化合价周期性递变图***化合价与最外层电子数关系结论2、随着元素原子序数的递增，电子层相同的元素主要化合价呈现周期性的变化。a、最高正价=最外层电子数（氧，氟例外，氟无正价，氧无最高正价）c、负化合价数绝对值=8–最外层电子数（金属元素无负化合价，H例外）

3、b、最外层电子数大于或等于4则出现负价主族元素原子半径的递变规律IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA1234567主族周期同周期主族元素：从左到右原子半径依次减小(除稀有气体）B.同主族元素：从上到下原子半径逐渐变大1、原子半径大小比较从上到下:电子层数依次增加-----原子半径越来越大从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加----原子半径越来越小(零族除外)2、离子半径大小的比较(3)具有相同电子层结构的离子(1)同主族(2)同周期主族元素(1)同主族(2)同周期主族元素从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小①阴离

4、子半径大于阳离子半径核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小10电子：7N3->8O2->9F-＞11Na+>12Mg2+＞13Al3+18电子：16S2->17Cl->19K+>20Ca2+3、同种元素的各种粒子半径大小比较4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子半径大小比较核外电子数越多，微粒半径越大如：Fe＞Fe2+＞Fe3+，Cl-＞Cl找出其他元素作参照对比判断如Na+与S2-哪个大半径大小比较：可选F-、Cl-来对比，因为Na+Cl-，Cl->F-，所以S2->Na+。练习:Mg2+、Na+、O2-、N3-K+、CI-、S2-、Ca

5、2+(S2-＞S、AI＞AI3+)比较下列粒子半径的大小（N3-＞O2-＞Na+＞Mg2+）(S2->CI->K+>Ca2+)S2-与S、AI与AI3+小结：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较微粒半径的大小：(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越多，半径越大。(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。金属性单质跟水或酸反应置换氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱金属单质间的置换反应非金属性与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱最高价氧化物对应水化物的酸性强弱非

6、金属单质间的置换反应1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法（四）元素金属性、非金属性的周期性变化2.同主族元素金属性和非金属性的递变规律放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸腾，再观察现象。镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡溶液变为红色。镁元素的金属性比钠弱Mg+2H2O====Mg(OH)2+H2↑△讨论第三周期元素性质的递变规律结论：镁元素的金属性比铝强实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L）盐酸反应。现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。结论：

7、Mg+2HCl====MgCl2+H2↑2Al+6HCl====2AlCl3+3H2↑1、金属单质与水或酸的反应与冷水剧烈反应与沸水反应剧烈反应反应比镁慢结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气的能力依次减弱。与沸水反应很缓慢剧烈反应，且发生燃烧NaOHMg(OH)2Al(OH)3中强碱（）（）2、最高价氧化物对应水化物的碱性强碱两性氢氧化物结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。元素金属性强弱的判断依据1、金属单质从水或酸溶液中