化学选修三元素周期律ppt课件
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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
优秀课件——元素周期律(共45张PPT)
化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
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
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
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
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
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。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
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
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
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
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
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。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
高中化学选修三全套共张PPT课件
①电子云
处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间
的概率密度分布的形象化描述
小黑点：概率密度
单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
23
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间
即精简版电子云
③电子云轮廓图特点
a.形状
ns能级的电子云轮廓图：球形
np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层
最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一
K
二
L
三
M
四……
N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
14
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f……
能层中能级的数量不超过能层的序数
2、电离能
①第一电离能
气态电中性基态原子失去一个电子转
化为气态基态正离子所需最低能量
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能
利用逐级电离能判断化合价
43
3、电负性（第三课时）
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子
孤对电子：未参与化学键形成
①电负性
不同元素的原子对键合电子吸引能力
②特点
头碰头
重叠程度大，稳定性高
轴对称
可绕键轴旋转
H
Cl
s-p σ键
H
H
56
5、π键
定义：两个原子轨道以平行
即“肩并肩”方式重叠
处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间
的概率密度分布的形象化描述
小黑点：概率密度
单位体积内出现的概率
小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
23
②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间
即精简版电子云
③电子云轮廓图特点
a.形状
ns能级的电子云轮廓图：球形
np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层
最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一
K
二
L
三
M
四……
N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
14
3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始，s,p,d,f……
能层中能级的数量不超过能层的序数
2、电离能
①第一电离能
气态电中性基态原子失去一个电子转
化为气态基态正离子所需最低能量
同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高
ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高
②逐级电离能
利用逐级电离能判断化合价
43
3、电负性（第三课时）
键合电子：参与化学键形成
原子的价电子
孤对电子：未参与化学键形成
①电负性
不同元素的原子对键合电子吸引能力
②特点
头碰头
重叠程度大，稳定性高
轴对称
可绕键轴旋转
H
Cl
s-p σ键
H
H
56
5、π键
定义：两个原子轨道以平行
即“肩并肩”方式重叠
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
化学课件《元素周期律》优秀ppt 人教课标版
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
7. 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
决定 结构
位置
反映
反
反映 映
决定 性质
决定
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子层数
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金
属 性 逐
B
非金属区
Al Si
渐
Ge As
增
强 金属区 Sb Te
非零
金
属
性族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
金属性逐渐增强
可1、推①知根：据金同属周性期最、强同的主元族素元是素—铯性—（质—Cs—的）递, 变位规于律 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是②—位氟—于（分——F界）——线—,位附—于近第的2周元期素第既Ⅶ有A一族定（的右金上属角性），。 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
决定
元素 种类
原子核
原子
中子
决定 原子(核
素)种类Biblioteka 核外电子 决定元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
2. 原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、 6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符 号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；
（7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_______N__；
（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
7. 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
决定 结构
位置
反映
反
反映 映
决定 性质
决定
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数
周期序数＝电子层数
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金
属 性 逐
B
非金属区
Al Si
渐
Ge As
增
强 金属区 Sb Te
非零
金
属
性族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
金属性逐渐增强
可1、推①知根：据金同属周性期最、强同的主元族素元是素—铯性—（质—Cs—的）递, 变位规于律 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是②—位氟—于（分——F界）——线—,位附—于近第的2周元期素第既Ⅶ有A一族定（的右金上属角性），。 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
决定
元素 种类
原子核
原子
中子
决定 原子(核
素)种类Biblioteka 核外电子 决定元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
2. 原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、 6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符 号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；
（7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_______N__；
2019-2020人教版化学选修3 第1章 第2节 第2课时 元素周期律课件PPT
[答案] C
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2．已知短周期元素的离子 aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子 层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径：A＞B＞D＞C B．原子序数：d＞c＞b＞a C．离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋ D．元素的第一电离能：A＞B＞D＞C
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C [A2＋、B＋、C3－、D－这 4 种离子具有相同的电子层结构，则在元 素周期表中的位置为：
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(2)衡量标准 电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对 标准，得出了各元素的电负性。 (3)递变规律(稀有气体不计) ①同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐变大 ； ②同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐变小。
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(4)应用：判断金属性、非金属性强弱。 强
6．核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。例： 比较 r(K＋)与 r(Mg2＋)可选 r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
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1．下列有关微粒半径的大小比较错误的是( )
A．K＞Na＞Li
B．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C．Mg2＋＞Na＋＞F－
D．Cl－＞F－＞F
栏目导航
电离能及其应用 1.第一电离能(I1)的变化规律 (1)同周期元素第一电离能的变化规律呈现的是一种趋势，ⅡA 族和 ⅤA 族元素会出现反常变化，通常同周期ⅡA 族元素的第一电离能比ⅢA 族元素高，ⅤA 族元素的第一电离能比ⅥA 族元素高，这是因为ⅡA 族、 ⅤA 族元素原子的价电子排布式分别是 ns2、ns2np3，np 能级是全空或半 充满状态，原子较稳定，第一电离能较大。 (2)同主族元素的第一电离能，从上到下，逐渐减小。
元素周期律-ppt课件
锶
钇
5= 4d+5
85.47 87.62 88.91
40 Zr
锆 4 df5 s 91.22
41 Nb 铌 4d5
92.91
42 Mo
钼 4d²5s 95.95
43 Tc 44 Ru
锝
钉
4d*5s 4d²Sk
98 101.1
45 Rh
铑 4d5g 1029
P 靶
4d 106.4
47 Ag 银 4d5
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
高中化学
归纳提升
周期
1 2 3 4 5 6 7
族
IA IA ⅢA IVA VA VIA VIIA
0
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
元素周期律(第二课时)
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
原
金属性
化
子 半 径
非金属性 (得失电子能力)
合 价
得失电子的趋势
高中化学
归纳提升
元素原子的核外电子排布周期性变化 决定元素性质的周期性变化
最 电核 外 子电 层 层荷 电 数数 子 数
B Al Si
Ge 金属
非金属 As Sb Te
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
Po At
金属性逐渐增强
实际应用
硅芯片
高中化学
实际应用
(新课标地区专用)2020年高中化学第1章第二节第2课时元素周期律课件新人教版选修3
(7)第一电离能小的元素的金属性一定强。( ) (8)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。( ) (9)电负性是相对的，所以没有单位。( ) (10)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。( ) (11)电负性小于1.8的元素一定是金属元素。( ) (12)根据“对角线”规则，B和Mg元素的电负性接近。( ) 答案 (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)× (8)√ (9)√ (10)√ (11)× (12)×
(2)衡量标准 以氟的电负性为_4_._0_作为相对标准，得出各元素的电负性。 (3)递变规律 ①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐___变__大___。 ②同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐___变__小___。
【自主思考】 2.同一周期从左到右，ⅡA和ⅤA的第一电离能不符合变化规律，ⅡA和ⅤA的电负
【点拨提升】 1.影响电离能的因素及变化规律
电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排 布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1 总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元 素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋) ＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)＞r(Cl－) ＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
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I7
I8
I9
I10
I11
I12
电离能 224.9 266.0 327.9 367.4 1761 ……
(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越____小_______（填
“大”或“小”）；阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越
_____大______（填“大”或“小”）。
(2)上述11个电子分属____3____个电子层。
(3)该元素的主要化合价为___+_2_____。
(4)该元素原于的电子排布式为____1_S_2_2_S_2_2_P_6_3S2
12
3.电离能是指由蒸气状态的孤立原子失去电子形成阳离子需要的最 低能量．从中性原子中移去第一个电子所需要的最低能量为第一电
离能（I1），移去第二个电子所需要的能量为第二电离能（I2）， 依次类推．现有5种元素A、B、C、D、E，其I1～I3分别如下表， 根据表中数据判断其中的金属元素有_B_C__D__，稀有气体元素是 __E____，最活泼的金属是__B____，显+2价的金属元素是_D_____．
元素
电离能 Na Mg
Al
I1 496 738 577
因为首先失去的电子是能量最高的电子，
故第I一2 电离4能56较2小，14以5后1 再失18去1电7 子都
是能级较低的电子，所需要的能量多；
同对时电I失子3 去的电 引6子力91后更2，强阳，77离从3子而3 所电带离27的能4正越5 电 来荷越 大。I4 9540 10540 11578
（1）能层数：能层数越多, 半径越大。 （2）核电荷数：能层数相同,核电荷数越大，半径越小。（吸引力） （3）核外电子数：能层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，半
径越大；反之，越小。（排斥力）
3
2.比较金属性、非金属性大小
Li Na Mg Al Si P K Rb Mg Al Si P S Cs
元素
A
I1 13.0
I2 23.9
I3 40.0
B
4.3 31.9 47.8
C
5.7 47.4 71.8
D
7.7 15.1 80.3
E
21.6 41.1 65.2
13
4.电离能的应用 （1）确定元素核外电子的排布。 （2）确定元素在化合物中的化合价。 （3）判断元素的金属性、非金属性。
14
【合作回顾】 通过本节课的学习，你们都有哪些收获？
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气 态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离 能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去 一个电子所需消耗的最低能量叫做第二电离能 (用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……
同一种元素的逐级电离能的大小关系
I1<I2<I3<I4<I5……
9
思考：为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟 钠、镁、铝的化合价有何关系？
元素的金属性越 强 ；第一电离能越大，原子
越 难 失去电子，元素金属性越 弱 。
5
思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化规律。
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
6
2、元素第一电离能的变化规律：
(1)同周期：
a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最
大的是稀有气体的元素；
15
第二节 原子结构与元素的性质 （第二课时）
学习目标： 电离能、电负性
1
【复习回顾】1.元素化合价的周期性变化 元素 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
电子层 2 1 2 2 结构
23 24 25 26 27 28
化合价 + 1 + 2 + 3
元素 11Na 12Mg 13Al
+4 +5 –4 –3 –2
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 (2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。 3、第一电离能的意义：
电衡量气态原子失去电子难易的物理量。
7
课堂练习
1.判断下列元素间的第一电离能的大小：
Al O N ＜
8
拓展视野
根据第一电离能的定义，你能说出什么 是第二电离能、第三电离能......吗？
14Si 15P 16S
–1 0 17Cl 18Ar
电子层 结构 2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 4 2 8 5 2 8 6 2 8 7 2 8 8
化合价 + 1 + 2 + 3
+4 +5 +6 +7
2
–4 –3 –2 –1 0
2.比较下列微粒半径大小
①N P ②Cl S ； Na+ F③F- F 小结：
11
2.已知电离能是指气态原子（或阳离子）失去 电子所需要的能量。 现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下：(I1表示气态原 子失去第一个电子的电离能；In表示离子失去第n个电子的电离能
序号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离 能
序号
7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
方法 ：看逐级电离能的突变。
10
课堂练习
1.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol-1。请根据下 表所列数据判断，错误的是 （ D ）
元素
I1
X
500
Y
580
I2 4600 1800
I3 6900 2700
I4 9500 11600
A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是IIIA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
F S Cl
Br I At
4
二、电离能（阅读课本Ｐ17）
1、第一电离能：
气态电中原性子基失态去一个电子转化为
正离气子态所基需态的 能量叫做元素最的低第一电离能。
符号为 .单位是
.（原I子1 失去电子所需要
的能K量J）/mol
思考：元素第一电离能大小与原子失电子能力 有何关系？
第一电离能越小，原子越 容易 失去电子，