化学选修三元素周期律共15页

元素周期律课件

(3)同元素。 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。如:r(Na+)<r(Na);r(Cl-)>r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多,粒子半径越小。如:r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 (4)同结构——“序大径小”。 ①规律:电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。 ②举例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
一、原子核外电子的排布 1.电子层的划分 (1)核外电子的能量及运动区域。
(2)电子层及其与能量的关系。
各电序号(n)
1 2 3 4 5 67
子层符号
K L M N O PQ
(由内与原子核的距离由近到远
到外) 能量
由低到高
2.核外电子的排布规律电子总是尽可能先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。
2.粒子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图:表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外各电子层排布的图示。如Na原子的原子结构示意图为:
(2)离子结构示意图。离子结构示意图中各符号与原子结构示意图含义一样,但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数,而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如Cl-:
逐渐减弱逐渐增强
项目
同周期(从左至右) 同主族(从上到下)
非金属气态氢化物
形成的难易程度
难→易
稳定性逐渐增强
易→难逐渐减弱
元素金属性

人教版选修三第一章第二节原子结构与元素性质(37张PPT)

化学 · 选修3
原子结构与元素性质
原子结构与元素周期表
知识回第顾2 页
回忆 1．元素周期表共有几个周期、几个主族、几个副族？思考 2．Ⅷ族在元素周期表中占几列？ 7个主族
7个副族
7
个
周期
Ⅷ族
占三列
原子结构与元素周期表
知识回第顾3 页
元素周期表结构
短周期（第一，二，三周期，2，8，8）周
7个横行
1、元素周期律元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变
2、实质
……
问题导第学15 页
元素周期律
总结感第悟16 页
1、元素周期律元素性质随核电荷数递增发生周期性的递变
2、实质核外电子排布的周期性变化
3、元素性质内涵：原子半径、化合价、金属性和非金属性、电离能、电负性等。
元素周期律
问题导第学17 页
738 145577 1817 2745 11578
元素周期律
习题导第学29 页
1．(2013·浙江节选)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2
I3
I4 …… 突变点
Im/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …… 最外层3个电子
习题导第学11 页
例．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置是( D )
第六周期 A．第四周期ⅦB族 B．第五周期ⅢB族
C．第六周期ⅦB族 D．第六周期ⅢB族 5d和6s上电子之和为3，第Ⅲ B族
原子结构与元素周期表
小结
短周期
周期
元
长周期
素周
主族
期
族
副族

高中化学人教版选修3第一章第二节PPT课件

表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性同主族
递变性（从上至下，弱，非金属性增强）
2021
5
课堂练习
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素的
原子序数是( D )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
其排布式为[Ar]3d54s2，
由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期ⅦB族。
2021
19
(四)原子的电子构型和元素的分区
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数 = 电子层数（能层数）
2021
3
主族： ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族
副族： ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
族
共七个副族
（纵行）第VIII 族：
三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间
零族：稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数 = 价电子数 = 最高正价数
2021
4
二、原子结构决定元素在周期表中的位置并决定性质原子结构
原子序数= 核电荷数周期数= 电子层数主族序数=最外层电子数
电子层数元素金属性、最外层电子数非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 最低负价
排布式体
Li 3 2 1s22s1
[He] 2s1 10Ne
1s22s22p6
Na 11 3 1s22s22p63s1 [Ne]3s1 18Ar ……3s23p6

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

3元素周期律

原子半径的周期性变化
元素主要化合价的周期性变化
（3）实质：元素性质周期性变化是
元素的原子核外电子排布的周期性变化
的必然结果。
讨论：
比较Na与Na+的半径大小
Na
+11 2 8 1
Na+
+11 2 8
答案：半径 Na > Na+
讨论：
比较Cl-与Cl的半径大小
Cl
+17 2 8 7 +17
Cl2 8 8
答案：半径 Cl- > Cl
总结1：阴阳离子与其原子半径大小比较：阳离子因电子层数比对应的原子少，所以阳离子半径小于其原子半径；阴离子则大于其原子半径。
思考：
比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小答案：半径 Fe > Fe2+ > Fe3+
讨论：
1. 比较Na+与Mg2+半径大小
Na+
1、核外电子排布的周期性变化:
随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化。
原子序数元素名称元素符号
1 氢 H 0.037 3 锂 Li 0.152 11 4 铍 Be 0.089 12 5 硼 B 6 碳 C 7 氮 N 8 氧 O 9 氟 F
2 氦 He
原子半径 (nm)
强碱中强碱
两性氢弱酸氧化物
中强酸强酸
最强酸
金属性和非金属性递变金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
判断元素非金属性强弱的方法:
1、单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性
2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱

化学选修三课件1.2.2元素周期律

答案:C
阅读思考
自主检测
课前预习案新知导学
4.在下列空格中,填上适当的元素符号:
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是
,第一电离
能最大的元素是
。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是
,电负性最小
的元素是
。
(3)最活泼的金属元素是
。
(4)最活泼的气态非金属原子是
。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是
提示:电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第 ⅦA族的氟元素),电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第六周期第ⅠA族的铯元素,放射性元素除外)。
(2)已知K、Al、Cl的电负性分别为0.8、1.5、3.0,则KCl、AlCl3 中的化学键类型是什么?
提示:K、Cl的电负性之差为2.2>1.7,故K、Cl形成离子键;Al、Cl 的电负性之差为1.5<1.7,故Al、Cl形成共价键。
任务一、阅读教材第16~17页“原子半径”,回答下列问题: 1.影响原子半径的主要因素有哪些?如何影响? 提示:影响因素:一是电子的能层数,二是核电荷数。能层越多,电子之间的负电排斥使原子的半径增大;而核电荷数越大,核对电子的引力就越大,使原子的半径减小。 2.元素周期表中的同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何?同主族元素原子半径从上到下的变化趋势如何? 提示:同周期主族元素原子半径从左到右依次减小,同主族元素原子半径从上到下依次增大。
答案:(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As
重点难点探究重要考向探究
课堂探究案答疑解惑
探究问题 1.(1)同周期(或同主族)元素(稀有气体除外),随原子序数的递增, 原子半径如何变化? 提示:随着原子序数的递增,同周期元素原子半径逐渐减小,同主族元素原子半径逐渐增大。

2020版高中化学人教版选修3课件：1.2.2 元素周期律

-5-
第二课时元素周期律
目标导航
知识梳理
重难聚焦
典例透析
5.电负性 (1)键合电子与电负性:元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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。 (2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 (4)电负性的变化规律:同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大; 同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。
第二课时元素周期律
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第二课时元素周期律
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知识梳理
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典例透析
1.能记住元素电离能、电负性的定义。 2.能说出元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。 3.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
-2-
第二课时元素周期律
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注意:稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他元素原子半径的测量标准不同,不作比较。
-10-
第二课时元素周期律
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典例透析
二、正确理解电离能的变化规律 1.第一电离能 (1)每个周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期自左至右,元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
-9-
第二课时元素周期律
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知识梳理
重难聚焦
典例透析
(4)对同一种元素来说,原子半径>阳离子的半径,如r(Na)>r(Na+); 原子半径<阴离子的半径,如r(Cl)<r(Cl-)。

高二化学选修三第一章PPT课件

• d)单质与盐溶液的置换反应，非金属性强的单质可以置换非金属性弱的单质。
-
228
第二十八页，共七十二页。
周期表与周期律
短周期
IA
元元素素素周周性期期质表表周意概期义念律
主族零族
0
1 H IIA
副族第VIII族 2 Li Be 金属非金非金属 3 Na Mg
非金属性逐渐增强
IIIB IVB VB VIB VIIB
本质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果
-
220
第二十页，共七十二页。
原子的核外电子排布
-
221
第二十一页，共七十二页。
原子半径
-
22
第二十二页，共七十二页。
原子半径的变化规律：
同周期主族元素从左到右，原子半径（逐渐）减小同主族元素的原子半径从上到下（逐渐增）大
7周期 ⅣB族
6周期 ⅡB族
5周期 ⅠB族
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112
第十二页，共七十二页。
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113
第十三页，共七十二页。
原子结构元素周期表
1、同周期第ⅡA-----ⅢA原子序数之差
• 第2、3周期是1
• 第4、 5周期是10 +1=11 • 第6、7周期是10+1+14=25
-
第十四页，共七十二页。
2He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn
10Ne
三 11Na 1s22s22p63s1 18Ar
四 19K [Ar]4s1
36Kr
五 37Rb [Kr]5s1
54Xe
六 55Cs [Xe]6s1
86Rn
七 87Fr [Rn]7s1

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
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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。

2020学年高中化学第一章原子结构与性质2.2元素周期律课件新人教版选修3

①Cl<Cl－<Br－ ②F－<Mg2＋<Al3＋
③Ca2＋<Ca<Ba ④S2－<Se2－<Br－
A．①和③
B．①和②
C．③和④
D．①和④
【解析】同种元素：阳离子半径<原子半径<阴离子半径，则半径：Cl<Cl－，Ca2＋<Ca。①Cl－、Br－的最外层电子数相同，电子层数依次增多，所以离子半径：Cl－<Br－，①正确；②Al3＋、Mg2 ＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径： Al3＋<Mg2＋<F－，②错误；③Ca、Ba 的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：Ca<Ba，③正确；半径应为 Se2－>Br－，④ 错误。
特别注意粒子半径大小的比较要做到“三看”。一看电子层数，最外层电子数相同时，层数越多半径越大；二看核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越多半径越小；三看电子数，前两项均相同时，电子数越多半径越大。
二、元素的电离能 1．第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
－2e－ 3．M(g)――→M2＋所需的能量是否是其第一电离能的 2 倍？【提示】应远大于其第一电离能的 2 倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。
三、电负性 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子元素相互化合时，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_____。