高一化学元素周期律PPT公开课

实质：原子的核外电子排布周期性的 变化。
三、
位、构、性的关系
结构
反映 决定
决定
反映 推测
位置
判断
性质
（1）结构与位置的关系 元素周期表中 结构
原子序数＝质子数 周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数＝主族最高正价
8－主族序数＝8－最高正价＝ │最低负价│
向右向上
向左向下
原子半径减小
原子半径增大
1
K
2
L
3
M
4
N
5
O
6
P
7
Q
由内到外，能量逐渐升高
二、元素周期律
根据1-18号元素的原子结构示意图 思考并讨论：随着元素原子序数的递 增，元素原子的核外电子排布、原子 半径、元素化合价呈现什么规律性变 化？
核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布
原子 序数
电子 层数
最外层 电子数
原子半径的变化 （不考虑稀有气体元素）
体现量变和质变的辩证关系
①预测新元素
②寻找半导体材料 ③合成新农药 ④寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金 ⑤进行“位置，结构，性质”的推导
1、下列递变情况不正确的是（ C ） 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 性依次增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb最高价氧化物的水化物碱性依次增强
与冷水剧 烈反应
与沸水反 应
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
剧烈反应， 剧烈反应 且发生燃 烧
结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气 的能力依次减弱。
2、最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 （ 两性氢氧） 化物
（ 强碱 ）
结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应 水化物的碱性依次减弱。
7、X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层 电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化 合物的化学式不可能是（ ） A、XYZ B、X2YZ C、X2YZ2 D、X2YZ3 答案：A
8. 甲、乙、丙分别为短周期元素的最高价氧
化物对应水化物，它们两两相互反应可生成 正盐和水，甲和乙生成盐X；乙和丙生成盐Y。 X的焰色反应为黄色；乙受热分解产物是某 种天然宝石的主要成分。请回答下列问题： （1）乙的化学式为： Al(OH)3 丙可能的化学式为： H2SO4、HClO4、HNO3
（2）结构与性质的关系
电子层数↗ 原子半径↗ 原子核对最外层电子的吸引力↘ 失电子能力↗ 金属性↗ 即同主族：
得电子能力↘ 非金属性↘
电子层数相同时,即同周期：
核电荷数↗
原子半径↘ 原子核对最外层电子的吸引力↗ 失电子能力↘ 得电子能力↗
金属性↘ 非金属性↗
（3）位置与性质的关系
同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性 逐渐减弱。
再探元素周期律
元素金属性强弱的判断依据 1、金属单质从水或酸溶液中置换出
H2 的难易程度
2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强弱
非金属性强弱的比较 性质 单质与氢 Si 高温
P
磷蒸气与氢 气能反应
S 需加热
Cl 光照或点 燃
气反应条
件 含氧酸的 酸性
的是（ D ）
A.Na、Mg、Al C.Na、N、F B.Cl、S、P D.Cl、Br、I
4.下列递变规律不正确的是（ C ） A.Na、Mg、Al还原性依次减弱
B.I2、Br2、Cl2氧化性依次增强
C.C、N、O原子半径依次增大 D.P、S、Cl最高正价依次升高
同周期元素结构和性质递变规律
结构：钠（活泼金属）→ 硅（非金属元素） →氯（活泼非金属） →氩 元素符号 核电荷数 （原子序数） 原子半径 得失电子
原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增 强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.
随着原子序数的递增 引起了
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
最外层电子数1→8
核外电子排布呈周期性变化 （K层电子数1→2） 同周期元素原子半径 大→小 化合价：+1→+7 元素性质呈周期性变化 归纳出 －4→－1
决定了
元素的金属性、非金属性、最高价
失电子能力
Na 11
Mg 12
Al 13
Si 14
P 15
S 16
Cl 17
Ar 18 递增
递减
元素性质
→减弱 金属性→减弱
得电子能力
→增强 非金属性→增强
表现：（1）单质的还原性 （2）置换出H2的能力 （3） 氢氧化物碱性
（1）单质的氧化性 （2）和H2化合的能力 （3） 最高价含氧酸酸性
同主族元素结构和性质递变规律
A.4
B.5
C.6
D.7
4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4， 这种元素的气态氢化物的化学式是（ A ） A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4
1、 X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。 下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低 C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
镁元素的金属性比钠弱
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： Mg + 2HCl ==== MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl ==== 2AlCl3+ 3H2↑
结论：镁元素的金属性比铝强
1、金属单质与水或酸的反应
氧化物对应的水化物的酸碱性、非
金属元素氢化物的稳定性 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周
元素周期律
期性的变化.
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( BC ) A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B.Na能与冷水反应，而Mg不能； C.碱性NaOH ＞Mg(OH)2 ；
D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
一、原子核外电子排布
1、电子层 ：K L M N O P Q 在离核较近的区域内运动的电子能量较 低，在离核较远的区域内运动的电子 能量较高 2、电子排布的规律 (1) 电子总是尽先占据能量低的轨道。 (2) 每层最多填充电子数 2n2 (3) 最外层电子数不能超过 8个，次外 层电子数不能超过 18个，倒数第三层 不能超过32个。
卤素 原子 半径 逐 渐 增 大 原子得电 子能力 逐 渐 减 弱 单质的 氧化性 逐 渐 减 弱 结合氢 的能力 逐 渐 减 弱 最高价氧化物对 应水化物的酸性 逐 渐 减 弱 离子的 还原性 逐 渐 增 强 HX 酸性 逐 渐 增 强
F Cl Br I
元素周期律
元素周期律—— 元素的性质随着原子序数 的递增而呈现周期性的变 化规律。
原 子 半 径 递 变 图
原子半径大小变化
预测11~17号元素的金属性、非 金属性的变化规律
讨论第三周期元素性质的递变规律
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。 △ Mg + 2H2O ==== Mg(OH)2+H2↑
2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应 的水化物的酸性 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法中判断 错误的是（ A ） A.阴离子半径 X>Y>Z
B.气态氢化物稳定性
C.元素的非金属性 D.单质的氧化性
HX>H2Y>ZH3
X>Y>Z X>Y>Z
3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 最外层电子数为（ C ）
ⅠA 1 2 3 4 5 6 7 金 属 性 逐 渐 增 强 B 非金属性逐渐增强 Si Ge As Sb 金属性逐渐增强 Te Po 非 金 属 性 逐 渐 增 强 At ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0
Al
四、元素周期表和元素周期律的应用
学习和研究化学的重要工具
在周期表中一定的区域内 寻找特定性质的物质
2.下列有关元素周期律的叙述正确的（ A ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期 性变化
B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化
C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增 呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而 呈周期性变化
3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
从氢化物的稳定性看 氢化物化 单质与氢气的化 元素 合条件 学式
14Si
氢化物的稳定 性 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4
高温下少量反应
15P 16S 17Cl
PH3
H2 S HCl
磷蒸气，困难
加热反应 光照或点燃
非金属性：Si<P<S<Cl
+7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 -1 -2 -3 -4
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar