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1、第三节,元素周期表的应用,一、认识同周期元素性质的递变,思维历程：1.第三周期元素的核外电子排布是如何递变的？2.尝试预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。,钠Na 镁Mg 铝Al 硅Si 磷 P 硫S 氯Cl 氩Ar,方法导引,元素原子失电子能力（即金属性）的强弱判断依据： 1、比较元素单质与水（或酸）反应 置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。 2、比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。,（一）实验探究: 钠、镁、铝失电子能力强弱,思考：如何设计实验来验证你的预测？,实验方案设计：,（一）实验探究
2、: 钠、镁、铝失电子能力强弱,1.钠、镁、铝与水反应2.镁、铝与盐酸反应3.MgCl2溶液和AlCl3溶液分别 与过量NaOH溶液反应,实验方案实施：,与冷水反应剧烈；放出气体,与冷水反应缓慢; 与沸水反应迅速，放出气泡,2Na+2H2O=2NaOH+H2,失电子的能力： NaMgAl,与冷水、沸水反应均无明显现象,钠、镁、铝与水反应现象比较,镁、铝与盐酸反应现象比较,较剧烈反应，放出气泡。比镁反应慢,失电子的能力： MgAl,剧烈反应，放出气泡。,镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱比较,生成沉淀，且不溶解,先沉淀，后溶解,Mg(OH)2比Al(OH)3的 碱性强,比较钠、镁和铝的最高
3、价氧化物对应水化物的碱性强弱,失电子的能力 NaMgAl,两性氢氧化物,强碱,方法导引,元素原子的得电子能力（即非金属性）强弱判据： 1、元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越容易进行，元素原子得电子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。 3、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。一般说来，酸性越强,元素原子得电子的能力越强。,（二）阅读探究: 硅、磷、硫、氯得电子能力强弱,得电子的能力:SiP S Cl,由难到易,有不稳定到稳定,由弱到强,钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯,小结：第三周期元素性质的变化规律,元素原子的失电子能力_得电子能力
4、_,逐渐减弱,逐渐增强,、,拓展迁移：,为什么同周期元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强？,复习回顾：,从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：,同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。,同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？,在周期表中的变化规律,原子结构,决定,性质,最外层7个电子,易得一个电子，具氧化性,核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大,得电子能力逐渐减弱,表格,7 7 7 7,0 +7 +7 +7,-1 -1 -1 -1,HF HCl HBr
5、 HI,无 HClO4 HBrO4HIO4,1、卤素单质物理性质的递变,2、卤族元素单质与氢气化合的反应条件,表现为：（1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 Cl2 Br2 I 2 (2)卤化氢的稳定性关系：HF HCl HBr HI,3、卤素间的相互置换,(1) Cl2 2Br = 2ClBr2 (2) Cl2 2I = 2ClI2 (3) Br2+ I = BrI2,思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及、的还原性强弱顺序,结论： 氧化性：Cl2Br2I2 还原性：,小 结,卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的相似性。,与金属反应，生成卤化物。,与氢气反应，
6、生成卤化氢。,与水反应，生成卤化氢和次卤酸。,卤素原子结构的差异性，决定了单质化学性质的差异性和递变性,与氢反应的能力渐弱,氢化物的稳定性渐弱,与水反应的能力渐弱,特性,碘遇淀粉显蓝色。,氟气和水的反应： 2F2 +2H2O=4HF+ O2,小结,对A族元素原子从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。其单质的熔、沸点在依次的增大。,对其它的主族而言适应吗？,碱金属元素,请您小结,同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？,自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：,同一主族元素，最外层电子数相同。
7、自上而下，电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。,在周期表中元素原子的变化规律,0,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,元素周期表中元素性质递变规律,大小,小大,电子层数相同、最外层电子增多,逐渐减小逐渐增大,逐渐增大逐渐减小,金属性减、非金属性增,金属性增、非金属性减,最高正价+1+7,最高正价=族系数,碱性逐渐减弱酸性逐渐增强,碱性逐渐增强酸性逐渐减弱,形成：难易稳定性：弱强,形成：易难稳定性：强弱,电子层增多最外层电
8、子数相同,你能理解“位(位置)构(结构)性(性质)”三者之间的关系吗？,思考与交流,1、按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（ ） A.原子半径逐渐增大 B.元素原子得电子能力逐渐增强 C.最高正化合价逐渐增大 D.气态氢化物稳定性逐渐增大。,当堂达标：,AC,2、判断下列说法正确的是（ ）A.C、N、O、F原子半径依次增大B.PH3、H2S、HCl 稳定性依次减弱C.HClO比H2SO4的酸性强D.在第二周期元素中 ，F的得电子能力最强,D,三、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(1)常见规律,电子层数周期数质子数原子序数最外层电子数主族序数主族元素的最
9、高正价族序数， |最低负价|+最高正价8各周期元素种数稀有气体的原子序数及在周期表中的位置同主族上下相邻元素原子序数的关系10电子微粒,三、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(2)微粒半径大小比较,同周期元素原子半径大小的比较,Na Mg Al,同主族元素原子半径、离子半径大小的比较,Na K,同种元素原子半径与其离子半径的比较,Fe2+ Fe3+ S S2-,核外电子排布相同的离子,O2- F- Na+ Mg2+,原子序数大的半径反而小,三、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(3)元素金属性、非金属性的比较,根据元素在周期表中的位置
10、,三、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(3)元素金属性、非金属性的比较,根据金属活动性顺序表：越靠前，其金属性越强。,金属性和非金属性各三条规律,三、元素周期律和元素周期表的意义,1、对化学的学习和研究起指导作用,(4)元素位、构、性关系,(5)为发现新元素并预测它们的性质提供线索,2.寻找半导体材料,3.寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料,1.寻找用于制取农药的元素,2、对实际生产的指导作用,B,课堂练习,1.若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为 ( ) A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2,课堂练习,2、
11、下列说法不能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）A. HClO4的酸性比H2SO4强B. HCl的酸性比H2S强C. HCl的稳定性比H2S强D. 氯气与氢气化合的条件要比硫与氢气化合的条件更容易。,B,3、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ） A、在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子 B、KOH的溶解性比Mg(OH)2大 C、金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁 D、金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。,D,课堂练习,3、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ ） A、在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子 B、KOH的溶解性比Mg(OH)2
12、大 C、金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁 D、金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。,D,课堂练习,4、下列变化的比较, 不正确的是:（ ）A.酸性强弱: HClO4 H2SO4 H3PO4 H4SiO4 B.原子半径大小: Na S OC.碱性强弱: KOH NaOH LiOH D.还原性强弱: F- Cl- I-,D,课堂练习,5、随着原子序数的递增，下列说法正确的是( ) A、最外层电子数逐渐增多 B、原子半径逐渐减小 C、元素的主要化合价逐渐增加 D、元素的化合价、原子半径、最外层电子数、金属性和非金属性呈周期性变化,D,课堂练习,6某同学在画某种元素的一种单核微粒的
13、结构示意图时，忘记在圆圈内标出其质子数，请你根据下面的提示做出自己的判断。(1)该微粒是中性微粒，这种微粒的符号是_。(2)该微粒的盐溶液能使溴水褪色，并出现浑浊，这种微粒的符号是_。(3)该微粒的氧化性很弱，得到1个电子后变为原子，原子的还原性很强，这种微粒的符号是_。(4)该微粒的还原性很弱，失去1个电子后变为原子，原子的氧化性很强，这种微粒的符号是_。,Ar,S2,K,Cl,课堂练习,7.已知A、B、C、D的原子序数都不超过18，它们的离子aA(n1)、bBn、cC(n1)、dDn均具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是()A原子序数：abcdB离子半径：A(n1)BnC(n1)DnC离子还原性：A(n1)Bn 离子氧化性：C(n1)DnD单质还原性：BA，单质氧化性：DC,D,课堂练习,
