初识元素周期律.ppt

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1、高中化学,第九章 初识元素周期律,9.2 元素周期表,第九章 初识元素周期律,（一）元素周期表的历史,1.第一张元素周期表,(1)时间：(2)绘制者：(3)排序依据：(4)结构特点：(5)意义：,俄国化学家门捷列夫,1869年,将元素按照相对原子质量由小到大依次排列,揭示了化学元素的内在联系里程碑,2.现行元素周期表,(1)排序依据：(2)原子序数：(3)结构特点：,原子的核电荷数,按照元素在周期表中的顺序给元素编号,将化学性质相似的元素放在一个纵行,？,1-18号元素原子结构示意图,问：原子序数与原子结构有什么关系？,原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数,1.每一横行原子电子层数相同

2、2.每一纵行原子最外层电子数相同,问：1.在元素周期表中横行和纵行又称为什么？2.元素周期表中有多少横行，多少周期？多少纵行，多少族？,看书并思考,周期数=电子层数,短周期,长周期,1,2,3,4,5,6,7,HHe 2 1,LiNe 8 2,NaAr 8 3,KKr 18 4,RbXe 18 5,CsRn 32 6,Fr112号 26 7,(1)周期（横行）具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个周期。周期序数=电子层数,周期,短周期：第13周期,长周期：第46周期,不完全周期：第7周期,(2)族（纵行）主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。副族：完全由长周

3、期元素构成的族。表示方法：在族序数后标“B”字。如B、B、B、第V族：0族：,（“八、九、十”三个纵行）,稀有气体元素,七主七副八和0,表示方法：在罗马数字表示的族序数后面标“A”字。A、A、A、,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,0,主族,副族,第八族,零族,族的结构,主族序数=最外层电子数,注意,总结:,周期（7个）,族（16个）,短周期,长周期,第 1周期,第 2周期,第 6周期,第 3周期,第 5周期,第 4周期,第 7周期,2 种,8 种,8 种,18 种,18 种,32 种,26 种,主族,副族,第VIII族,0 族,共 7 个主族，包括短周期和长周期元素,共

4、 7 个副族，只包括在长周期中,包括第8、9、10 纵行,稀有气体元素,周期表里数周期，1234567,七主七副和零族，最后莫忘第族。,不完全周期,螺旋型周期表,它们分别位于周期表的什么位置？,1已知碳元素、镁元素和溴等主族元素的原子 结构示意图：,练一练,2.根据元素的原子序数，不能确定的是？,A.原子核内质子数 B.原子核内中子 C.原子核外电子数 D.原子核电荷数,B,3.现行元素周期表中已经列出了112种元素，其中元素种类最多的周期是？A.第4周期 B.第5周期 C.第6周期 D.第7周期,C,判断下列说法是否正确,错，还有0族元素,错，短周期包括1、2、3周期，共18种元素,正确，过

5、渡元素还全是金属元素,错，还有第VIII族元素,高中化学,第九章 初识元素周期律,9.1 元素周期律,2.电子按能量高低在核外分层排布。,1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动,一、原子核外电子的排布,核外电子排布图,近远,低高,内层,排满,123 4 56 7,KLMNOPQ,2n2,8,18,2,8,32,18,0,1,思维拓展:核外电子的分层排布规律有：(1)原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层;(2)原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子;(3)原子最外层电子数不超过8个电子(

6、K层为最外层不能超过2个电子);(4)原子次外层电子数不超过18个电子(K层为次外层不能超过2个电子)。,电子层,层内电子数,粒子符号,原子核,质子数或核电荷数,核外电子数,不,答案原子结构示意图中各电子层上的电子数目必须遵守核外电子的排布规律，该结构示意图中最外层电子数为9，不符合排布规律。,4分析离子结构示意图，概括离子的核电荷数与核外电子数的关系。答案阳离子核外电子数小于核电荷数，阴离 子核外电子数大于核电荷数，其差值均为它们所带的电荷数。,5原子形成阳离子或阴离子后，其电子层结构发生了哪些变化？答案原子形成阳离子后，要减少一个电子层，形成阴离子后电子层数不变，但最外层电子数增多，它们都

7、达到了稳定结构。,元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期律。按现代化学理论来分析门捷列夫是否正确？,一、元素周期律,1.原子核外电子排布的周期性变化,1.原子核外电子排布的周期性变化,310号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,1118号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,12号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构,1,2,3,8,8,2,周期性,2.原子半径的周期

8、性变化原 子 半 径 周 期 性 递 变 数据,逐渐减小,逐渐减小,周期性,元素化合价,3.元素主要化合价周期性变化 元 素 主 要 化 合 价 周 期 性 递 变 图,H He Li Be B C N O F Ne NaMg AlSi P S Cl Ar,3.元素主要化合价周期性变化 元 素 主 要 化 合 价 周 期 性 递 变 图,F、O,周期性,1 2 3,大小,+1 0,+1+5-4-1 0,随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。,核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化,大小,+1+7-4-1 0,常见元素化合价的一般规律,120号元素中，除了

9、O、F外，最高正价=最外层电子数；最低负价与最高正价的关系为：最高正价+最低负价=8,金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；,氟元素无正价，氧元素无最高正价。,4.元素性质的周期性变化 元素性质与其在周期表中位置的关系,（1）从原子结构的角度预测金属性与非金属性的递变规律 A、同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。如何解释?B、同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。如何解释?（2）举例证明 思考：周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强，为什么？,根据递变规律，周期表左下方的铯金属性最强，右上方的氟

10、非金属性最强。问：金属性和非金属性的变化是一个渐变的过程，可以推知，金属和非金属交界处的元素应该具有的性质结论4:随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性 呈周期性变化,元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。,小结:,1）判断金属性强弱：（1）置换反应（2）与水（或酸）反应难易和剧烈程度（3）与氧气反应的剧烈和难易程度及产物 或形成化合物价态高低（4）最高氧化物对应水化物的碱性强弱 2）判断非金属性强弱：（1）置换反应（2）与金属反应形成化合物金属价态高低（3）与氢气反应的剧烈和难易程度（或条件）（4）氢化物稳定性（5）最高氧化物对应水化物的酸性强弱,金属性与

11、非金属性的强弱判断,科学探究：元表的性质和原子序数间的关系。,实验1：镁与水的反应,未加热时无现象，加热溶液变红色,Mg+2H2O Mg(OH)2+H2,实验2：镁和铝与盐酸的反应,钠镁铝性质比较,跟冷水剧烈反应,NaOH强碱,跟沸水反应放H2；跟酸剧烈反应放H2,Mg(OH)2中强碱,跟酸较为迅速反应放H2,Al(OH)3两性氢氧化物,结论：金属性 NaMgAl,逐渐增强,非金属性逐渐增强,资料3：非金属性质的变化规律,通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？,1118号元素性质的变化中得出如下的结论：,元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。元

12、素周期律是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。,重点：同一周期元素，随核电荷数增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,三、元素周期律和元素周期表的意义 1.是学习和研究化学的一种重要工具 2.为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新线索。3.启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。4.为自然科学中的量变引起质变规律提供了有力的论据。,农药氟、氯、硫、磷、砷附近半导体金属与非金属的分界线附近。催化剂过渡元素耐高温、耐腐蚀性的合金过渡元素。,总结,2.周期数=电子层数,3.主族序数=最外层电子数=最高正价,4.最高正价+|最低负价|=8（H 除外）,一.位置 和结构关系,

13、1.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数,5.质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）6.核外电子数=质子数-离子电荷（带符号）,注：1.最外层电子数为2的原子未必在A(如He、很多过渡元素如Fe）2.次外层电子为8的原子一般是：第三周期元素和长周期的A、A元素3.最外层电子数为3-7的原子是主族元素4.主族元素：某元素的原子序数-稀有气体=1、2或-1-5,二、原子结构和性质的关系,1.最外层电子排布饱和的粒子稳定，一般不易得失电子2.最外层电子数4，一般为金属元素易失去电子 最外层电子数4，一般为非金属元素易得到电子 最外层电子数=4，一般不易得到和失去电子3.金属只能显示正化合价4

14、.原子半径越大，电子离核越远，得电子能力减弱，失电子能力增强；原子半径越小，电子离核越近，得电子能力增强，失电子能力减弱；,三、位置与性质的关系,五条特色线：横，竖、撇、捺，楼梯线1.横：递变（金属性递增、非金属性递减）2.竖：相似有递变(与代表元素性质相似，但不能忽视递变)3.撇：递变（金属性增，非金属性减）4.捺：斜线相似（45角）5.楼梯线：金属与非金属分界线,注：1.元素的单质都是气体：0族 2.只有非金属的族是：A、0族 3.全是金属的族是：A、副族、4.全是非金属的周期是：第一周期 5.分界线附近元素：两性金属（Al或Be）或半导体材料（Si或Ge）6.过渡元素：催化剂材料（MnO

15、2)7.非金属区：农药（P），杀虫剂,内容 同周期（从左到右）同主族（从上到下）电子层数最外电子数最高正价原子半径离子半径得电子能力（氧化性）失电子能力（还原性）金属性非金属性最高价氧化物水化物酸碱性气态氢化物稳定性,相同(等于周期序数)逐渐增加,逐渐增加（18）相同（等于族序数）,+1+7 等于族序数,逐渐减小 逐渐增大,阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大,逐渐增强 逐渐减弱,逐渐减弱 逐渐增强,逐渐减弱 逐渐增强,逐渐增强 逐渐减弱,碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱,逐渐增强 逐渐减弱,原子结构和元素性质的递变规律,最高价氧化物水化物的碱性,最高价氧化物水化物的碱性,最高价氧化物水化

16、物的酸性,最高价氧化物水化物的酸性,气态氢化物的稳定性,气态氢化物的稳定性,分析粒子半径的影响因素,1.原子核对外围电子的吸引力2.外围电子之间的排斥力(1)内层电子对外层电子的排斥力(2)外层电子对本层电子的排斥力粒子半径是指：最外层电子离原子核的距离最外层电子离核越远则粒子半径越大,例2：Na与Na+,分析：核电荷数相同，吸引力相同。电子层数相同，电子数多排斥力大即：Cl-Cl,例1：Cl-与Cl,分析：核电荷数相同，吸引力相同 电子层数不同，层数少半径小即：Na Na+,例4：Cl-与Na+,分析：核电荷数多引力大 电子数多斥力大 电子层数多半径大即：Cl-Na+,例3：F-与Na+,分

17、析：核电荷数多引力大 电子数相同，斥力相同即：F-Na+,分析：核电荷数多引力大 电子数多斥力大前者影响为主，即：Na Cl,例5：Na 与Cl,Cl-Cl,Na Na+,F-Na+,Cl-Na+,Na Cl,核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数越多)，则半径,电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径,越大,越小,越大,微粒半径大小比较规律,先看电子层数,电子层数越多，则半径,一般情况下(稀有气体除外):,如 Li Na K Rb Cs,I Br Cl F,如 Na Mg Al,F O N C,如 Cl Cl-,微粒半径大小的比较

18、,比较微粒大小的依据（三看）1.看电子层数：电子层数越多半径越大（层多径大）如：K+Na+FClBrI2.看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。（层同，核大径小）如：S2-Cl-K+Ca2+;O2-F-Na+Mg2+Al3+HLi+3.看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。（核同，电多径大）ClCl;FeFe2+Fe3+；HH+,练习：,1、已知A为A族元素，B为A族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素，则下列关系式中错误的是（）,n=m+1 B.n=m+11 C.n=m+25 D.n=m+10,D,2.有A、B、C、D四种元素，它们均为主族元素，最外层电子数分别为1、4、6、7，原子序数大小为DBAC。又知C元素的一种同位素原子核中有46个中子，它的最高价氧化物的分子量与气态氢化物的分子量之比值为1.56。（1）根据计算确定C元素的名称、符号，所在周期及族?（2）推断A、B、D的元素名称和符号（3）写出D、A单质分别与水反应的方程式（4）将四种元素最高价氧化物对应水化物按酸性递增的顺序列出,