元素周期律_课件

3.元素主要化合价
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
决定了
原子半径
大→小 -4→-1
元素性质呈周期性变化
归纳出
化合价 +1→+7
金属性减弱，非金属性增强
元素周期律
元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化 元素周期律的实质
元素性质周期性变化 导致 核外电子排布周期性变化
2. 随原子序数的递增，原子半径呈周期性 变化 (除稀有气体) 。
元素符号 最高价
Li +1
Be +2
B +3
C +4
－4
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价=最外层电子数（F、O除外） 负价 =最外层电子数－8
二核18电子的
三核18电子的 四核18电子的 五核18电子的
F2、HCl
H2S PH3、H2O2 SiH4、CH3F
HS−
六核18电子的
N2H4、CH3OH
注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
4.原子结构与元素化学性质的关系
(1).稳定结构－最外层8个电子（K层为2电子)的结构
原子半径逐渐减小，
失电子能力减弱，得电子能力增强，
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
四. 元素性质与元素周期表中位置的关系
2、同主族元素性质的变化规律
以碱金属为例，分析同主族金属性的变化规律；
以卤素为例，分析同主族非金属性的变化律。
最外层电子数相同
1）.相似性 最高化合价相同 化学性质相似
2）.递变性 同主族从上到下， 电 子 层 数 依 次 增 多 原 子 半 径 逐 渐 增 大 得 电 子 能 力 逐 渐 减 弱
9.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位 置如图所示。已知Y, W的原子序数之和是Z的3倍， 下列说法正确的是（ C）
Y X
Z W
A．原子半径：X<Y<Z B．气态氢化物的稳定性：X>Z C．Z、W均可与Mg形成离子化合物 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
10.短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X 原子最外层有6个电子，Y是至今发现的非金属性最强的 元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W 的单质广泛用作半导体材料。下列叙述正确的是（ ） A A．原子最外层电子数由多到少的顺序：Y、X、W 、Z B．原子半径由大到小的顺序：W、Z、Y、X C．元素非金属性由强到弱的顺序：Z、W、X D．简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X、Y、 W
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性：从左到右逐渐减弱
非金属性：从左到右逐渐增强
三.比较粒子半径大小的规律
主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定
电子层数是影响原子半径的主要因素 电子层数相同时，核电荷数的影响较大 电子层数和核电荷数相同时,核外电子数越多半径越大 1.同种元素的粒子半径比较： ①阳离子半径<相应原子半径 ②阴离子半径>相应原子半径 r(Na+)<r(Na) r(Cl-)>r(Cl)
第二节 元素周期律
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n )
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
内层
K
L
M
N
O
P
外层
Q
能量由低到高
2.核外电子分层排布的一般规律
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
H Li Na K Rb Be Mg Ca Sr Ba B Al Ga In Tl C Si Ge Sn N P As Sb Bi O S Se Te Po 非 金 Cl 属 性 Br 逐 I 渐 增 At 强 F F
稀 有 气 体
Cs
Cs
Pb
金属性逐渐增强
11.下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 (D ) A．酸性：H2SO4>H3PO4 B．非金属性：Cl>Br C．碱性：NaOH>Mg(OH)2 D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
课堂总结
原子结构的周期性 所决定的 元素性质的周期性是由于_________________
俄 国科学家__________ 门捷列夫 首先提出的 周期律是1896年___
果
因
元素的金属性--指元素的原子失去电子的能力. 元素的非金属性---指元素的原子获得电子的能力。 性质 Na Mg Al
单质与水 冷水缓慢、沸 与酸迅速 冷水剧烈 水迅速反应， （或酸）的 与水或酸反应置换出氢的剧烈程度减弱 反应 反应 反应情况 与酸剧烈反应 最高价氧化 Al(OH)3 NaOH Mg(OH)2 物对应水化 两性氢氧 物的碱性强 强碱 中强碱 最高价氧化物的水化物的碱性减弱 化物 弱
不能孤立应用
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图
Cl
核电荷数
+17 2 8 7
该层电子数
电子层
(2)离子结构示意图 当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变 为离子时，电子层数少一层，形成与上周期的稀有 气体元素原子相同的电子层结构（电子层数相同， 每层电子数也相同）。
当主族中的非金属元素原子得到电子变为简单阴 离子（只有一个原子核）时，电子层数不变，形成 与同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。 阳离子结构示意图中，质子数>电子数 阴离子结构示意图中，质子数<电子数 原子结构示意图中， 质子数= 电子数 说明：电子层结构相同的简单阳离子和简单阴离子， 它们对应元素在元素周期表中的位置为“阴上阳 下”。 如:Na+ 和 F－ 电子层结构相同，Na在第三周期，F 在第二周期。 (2)电子式：表示原子最外层电子数
失 电 子 能 力 逐 渐 增 强
非 金 属 性 逐 渐 减 弱
金 属 性 逐 渐 增 强
表现？
3、周期表中的斜线规律
0
●
折线左面是金属元素，右面是非金属元素
左下金属性最强元素，右上非金属性最强元素 金属非金属元素无严格界限 分界限附近元素既能表现某些金属性，也能表
●
●
●
现某些非金属性
4、过渡元素－Ⅷ族和副族元素 1）最外层电子数1－2个 2）次外层电子数9－18个 3）都是金属元素 4）大多数有变价 5、零族元素
7．下列离子中半径最大的是 ( C )
A．Na＋
B．Mg2＋
C．O2－
D． F－
8．下列说法正确的是（ B ） A．I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强 B．P的非金属性强于Si，H3PO4比H2SiO3的酸性强 C．Al2O3和MgO均可与NaOH溶液反应 D．SO2和SO3混合气体通入Ba(NO3)2溶液可得到 BaSO3和BaSO4
补充：常见的10电子微粒和18电子微粒
(一)“10电子” 的微粒：
一核10电子的 二核10电子的 三核10电子的 四核10电子的 五核10电子的
分子
Ne HF H2O NH3 CH4
离子
N3−、O2−、F−、Na+、 Mg2+、Al3+ OH−、 NH2− H3O+ NH4+
(二)“18电子”的微粒 一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−
它对化学学习和研究具有指导意义，它还从自然科学上 由量变到质变的 规律。 有力论证了事物____________________
讨论
1896年元素周期律是指“元素性质随原子量递增而呈周 期性变化”，你认为这个提法现在看来是否正确？
四. 元素性质与元素周期表中位置的关系
1、同周期元素性质的变化规律
同周期从左到右，随着核电荷数依次增大，
CD
C. C、N、O原子半径依次增大
D.Na、K、Rb原子半径依次减小 4．X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期， X、Z的的最低价离子分别为X2－和Z－，Y+和具有相 同的电子层结构。下列说法正确的是（ ） D A．原子的最外层电子数：X>Y>Z B．单质沸点：X>Y>Z C．离子半径：X2－ > Y+ > Z－ D．原子序数：X>Y>Z
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
达稳定结构表现金属性。
非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
达稳定结构表现非金属性
元素失电子的性质－金属性 元素得电子得性质－非金属性
练习
1、画出Li、K、F、的原子结构示意图。 2、画出Na＋、K＋、 S2－、Cl－的离子结构示意图。 3.完成下表
③同种元素不同价态的离子，价态越高离子半径越小
r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)
2.不同元素的粒子半径比较：
①最外层电子数相同电子层数不同的粒子半径： 电子层数越多，半径越大（主族）