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第二课时:元素周期律(标准课件)


第一单元 核外电子排布与元素周期律

课时一

永春华侨中学

19世纪中叶俄国门捷列夫发现了元素周期律 世纪中叶俄国门捷列夫发现了元素周期律 门捷列夫发现了

门捷列夫不 自觉地应用黑格 尔的量转化为质 的规律,完成了 的规律, 科学史上一个勋 业。—— 恩格斯

XXX教授

曾说,“若无周期律,特 教授曾说, 若无周期律, 教授曾说 别是周期表,化学就不可能有今天。 别是周期表,化学就不可能有今天。”

周期表手稿

俄---门捷列夫 门捷列夫

那么, 那么,门捷列夫到 底是怎么发现元素 周期律的? 周期律的?

H氢 氢

He氦 氦

Li锂 锂

Be铍 铍

B硼 硼

C碳 碳

N氮 氮

O氧 氧

F氟 氟

Ne氖 氖

Na钠 Mg镁 Al铝 Si硅 钠 镁 铝 硅

P磷 磷

S硫 硫

Cl氯 Ar氩 氯 氩

结论1:随着元素核电荷数的递增, 结论 :随着元素核电荷数的递增, 原子最外层电子的排布呈 原子最外层电子的排布呈周期性变化

观察下表:核电荷数为 观察下表:核电荷数为1~18的元素原子最外层电 的元素原子最外层电 子数,请说出随着核电荷数的递增, 子数,请说出随着核电荷数的递增,元素原子最外层 电子的排布呈现了怎样的周期性的变化 呈现了怎样的周期性的变化? 电子的排布呈现了怎样的周期性的变化?

1-2号元素:最外层电子数由1到2递变; 号元素:最外层电子数由 到 递变 递变; 号元素 3-10号、11到18号元素,则重复着从 到8的周期性变化。 号 号元素, 的周期性变化。 到 号元素 则重复着从1到 的周期性变化

观察下表: 观察下表:

人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号

原子半径。 、 的元素的原子半径 请同学们讨论, 原子序数为3~9、11~17的元素的原子半径。请同学们讨论, 随着元素核电荷数的递增,元素的原子半径有怎样的变化规律? 随着元素核电荷数的递增,元素的原子半径有怎样的变化规律?并

回答P4 回答P4
3~9号 元素
原子半径 /pm

1、 两个问题! 1、2两个问题!
Be Ne Li(锂) B(硼)C(碳)N(氮)O(氧)F(氟) (铍) (氖)
152 111 88 77 70 66 64 —

Mg 11~17号 Na Al(铝) Si(硅)P(磷)S(硫)Cl(氯)Ar(氩) 元素 (钠) (镁)
原子半径 /pm

186

160

143

117

110

104

99



交流与讨论: 交流与讨论: 把表示3 号元素、11到17号元素原子半径数据的点用光滑曲 1:把表示3-9号元素、11到17号元素原子半径数据的点用光滑曲 线连接起来。 线连接起来。

结论2:随着核电荷数的递增, 结论 :随着核电荷数的递增,元素原子半径呈 由大到小的周期性变化 稀有气体元素除外) 的周期性变化( 现由大到小的周期性变化(稀有气体元素除外)。

一些元素原子半径规律性变化示意图

规律:从左到右,原子半径逐渐减小; 规律:从左到右,原子半径逐渐减小;
从上到下,原子半径逐渐增大。(稀有气体元素除外 从上到下,原子半径逐渐增大。 稀有气体元素除外) 稀有气体元素除外

补充:原子半径大小的影响因素(理解) 补充
原子半径受哪些因素制约? 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? 的递增,原子半径出现从大到小的周期性变化? 微 粒半径 大小取决于

①电子层数 ②原子核对外层电子的引力 原子核对外层电子的 核对外层电子 ③外层电子之间斥力 外层电子之间斥力

O

+8

26

S

补充: 补充:微粒半径大小的比较规律
1)原子半径的比较 )原子半径的比较
从上到下,原子半径逐渐增大(电子层数越多) 从上到下,原子半径逐渐增大(电子层数越多)

r(Li)< r(Na)< r(K)
从左到右,原子半径逐渐减小(核电荷数越大) 从左到右,原子半径逐渐减小(核电荷数越大)

r(Na) >r(Mg) > r(Al)

2)离子半径的比较 )离子半径的比较
同种元素的微粒 阳离子<中性原子 的微粒: 中性原子<阴离子 ⑴ 同种元素的微粒: 阳离子 中性原子 阴离子 价态越高,微粒半径越小。 价态越高,微粒半径越小。 举例: 举例: r(Cl)< r(Cl--) r(Fe) >r(Fe2+) > r(Fe3+)

r(H+) <r( H) <r( H-)

⑵电子层结构相同的离子,核电荷数越大, 电子层结构相同的离子,核电荷数越大, 的离子 半径越小
例:

O2 > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
(第三周期阳离子) 第三周期阳离子) 第三周期阳离子

(第二周期阴离子) 第二周期阴离子) 第二周期阴离子

电子层数越多,半径越大 ⑶带相同电荷的离子,电子层数越多 半径越大 带相同电荷的离子 电子层数越多 举例: 举例 r(Li+) < r(Na+) < r(K+ ) < r(Rb+) 电子层n: 电子层 1 2 3 4

r(O2-) < r(S2-) < r(Se2-) < r(Te2-) 电子层n: 2 3 4 5 电子层

习 题 巩 固
1.

Na

Cl < Cl> Na+ 原子半径 < 相应的阴离子半径 原子 半径 > 相应的阳离子半径

2. O23.

> F- > Na+ > Mg2+

Fe2+ > Fe3+

观察3~9、11~17号元素的最高正化合价与最低化合价。 、 最高正化合价与 观察 号元素的最高正化合价 最低化合价。
3~9号
最高正 化合价 最低负 化合价 11~17 号元素
最高正 化合价 最低负 化合价

Li(锂) Be(铍) B(硼) C(碳) N(氮) O(氧) F(氟) Ne(氖) ( ( ( ( ( ( ( (

+1 —

+2 —

+3 —

+4 -4

+5 -3

— -2

— -1

0

Na(钠)Mg(镁)Al(铝) Si(硅) P(磷) S(硫) Cl(氯) Ar(氩)

+1 —

+2 —

+3 —

+4 -4

+5 -3

+6 -2

+7 -1

0

每隔一定数目,元素的最高正价重复出现由+1到+7递增, 每隔一定数目,元素的最高正价重复出现由+1到+7递增,最低 最高正价重复出现由+1 递增 负价由 递增的变化。(稀有气体元素除外) 。(稀有气体元素除外 负价由-4到-1递增的变化。(稀有气体元素除外)

结论3:随着核电荷数的递增,元素的主要化合价呈周 结论 :随着核电荷数的递增,元素的主要化合价呈周 期性变化。 期性变化。

元素化合价与最外层电子排布的关系

观察元素最高正价、 观察元素最高正价、最低负价与元素原子的核外电子排布 的联系? 金属元素和非金属元素化合价的特点? 的联系? 金属元素和非金属元素化合价的特点?

总结 ①元素最高正价 == 原子最外层电子数 原子最外层电子数—8 元素最低负价 == 原子最外层电子数 8 最低负价︳ ②最高正价 + ︱最低负价︳ = 8 ③金属元素无负价;O无最高正价,F无正价 金属元素无负价; 无最高正价, 无正价 无最高正价

元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化? 元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化? 金属性 是否也呈现周期性变化
判断依据是什么呢? 判断依据是什么呢? 是什么呢 金属性: 元素原子失电子的能力(还原能力) 金属性: 元素原子失电子的能力(还原能力) 能力 非金属性: 元素原子得电子的能力 氧化能力) 能力( 非金属性: 元素原子得电子的能力(氧化能力)

注意: 注意:
金属性(非金属性)的强弱只与原子失 原子失( 金属性(非金属性)的强弱只与原子失(得)电子的能 有关,与失( 电子的多少无关。 力有关,与失(得)电子的多少无关。

通过活动与探究1,2,3(p5-p7),寻找元素 , 通过活动与探究 金属性和非金属性呈现怎样的周期性变化规 我们又如何来判断元素金属性和非金属 律,我们又如何来判断元素金属性和非金属 性的强弱? 性的强弱?

探究活动一:金属置换出氢气的难易 探究活动一 金属置换出氢气的难易
原子序数 元素符号 与冷水反应 与热水反应 与酸反应

11 Na
剧烈反应 溶液变红

12 Mg

13 Al

无明显现象 无明显现象 较剧烈 无明显现象 溶液变浅红 剧烈,大量 剧烈, 气泡 较剧烈, 较剧烈, 有气泡

钠、镁、铝单质金属性强弱的顺序是: > 镁 > 铝 铝单质金属性强弱的顺序是: 钠

探究活动二:非金属气态氢化物的稳定性 探究活动二 非金属气态氢化物的稳定性
氯元素的气态氢化物(p6) 表1-4硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物 硅

元素
14Si 15P 16S 17Cl

氢化物 化学式

化合条件
高温下少量反应 磷蒸气, 磷蒸气,困难 加热反应 光照或点燃化合

稳定性
很不稳定 不稳定 不稳定 较不稳定 稳定

SiH4 PH3 H2S HCl

问题与解决:随着元素核电荷数的递增, 问题与解决:随着元素核电荷数的递增,气态氢化 非金属性: 非金属性:Si < P < S < Cl 物的热稳定性如何变化?非金属性如何变化? 物的热稳定性如何变化?非金属性如何变化?

探究活动三: 探究活动三
原子序数 元素符号 最高价氧 化物 11 Na Na2O 12 Mg MgO 13 Al Al2O3 14 Si 15 P 16 S SO3 17 Cl Cl2O7

SiO2 P2O5

最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 物对应水化 强碱 中强碱 物的酸碱性 金属性和非 金属性递变

Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H SO HClO 2 4 4 两性氢 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 氧化物

从左到右,碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强; 从左到右,碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强; 从左到右,金属性逐渐减弱, 从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强

元素金属性、非金属性变化规律: 元素金属性、非金属性变化规律:P5 信息提示
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl

金属性减弱
单质还原性越弱; 单质还原性越弱; 还原性越弱 与水反应的剧烈程度减弱; 与水反应的剧烈程度减弱; 的剧烈程度减弱 与酸反应的剧烈程度减弱; 与酸反应的剧烈程度减弱; 的剧烈程度减弱 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性

非金属性增强
单质氧化性越强; 单质氧化性越强; 氧化性越强 与H2反应越容易,越剧烈; 反应越容易 越剧烈; 越容易, SiH4 PH3 H2S HCl

气态氢化物越稳定; 气态氢化物越稳定; 氢化物越稳定 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 最高价氧化物水化物酸性增强。 最高价氧化物水化物酸性增强。 酸性增强

最高价氧化物水化物碱性减弱 最高价氧化物水化物碱性减弱 碱性

元素的金属性和非金属性强弱的判断原则: 元素的金属性和非金属性强弱的判断原则: 原则
元素金属性越强,其性质越强; 元素金属性越强,其性质越强; 元素非金属性越强,其性质越强。 元素非金属性越强,其性质越强。

性质的比较: 性质的比较:
酸性: 酸性: H3PO4

非金属性: ﹤H SO ﹤HClO 非金属性:P<S<Cl 稳定性: 非金属性: 稳定性:HCl ﹥ H S ﹥ PH 非金属性:Cl>S>P 单质的氧化能力: S 非金属性: 单质的氧化能力:Cl ﹥ ﹥P 非金属性:Cl>S>P 金属性:Na>Mg>Al 碱性: 碱性:NaOH ﹥Mg(OH) ﹥Al(OH) 金属性 金属性:Na>Mg>Al 金属性 还原性: 还原性:Na ﹥Mg ﹥Al 判断:酸性: HCl ﹥HBr ﹥HI 判断:酸性:HF﹥ 依据: Cl I 依据: 非金属性 F ﹥ ﹥ Br ﹥
2 4 4 2 3 2 2 3

随着原子序数的递增
引起了

核外电子排布呈周期性变化
决定了

最外层电子数

1→8

(K层电子数 1→2) 层电子数 )

元素性质呈周期性变化
归纳出

原子半径 大→小 稀有气体元素除外) (稀有气体元素除外) 化合价: 4→- 化合价:+1→+7 -4→-1 稀有气体元素为零) (稀有气体元素为零)

元素周期律 P7画 画

金属性、 金属性、非金属性

元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化

1、用元素符号(化学式)回答原子 用元素符号(化学式) 11~18的元素的有关问题 的元素的有关问题: 数11~18的元素的有关问题:
(1)、除稀有气体外,原子半径最大的 是 (1)、除稀有气体外,




Na

(2)、 (2)、最高价氧化物的水化物碱性最强的 是 NaOH 最高价氧化物的水化物呈两性的 ; 是 Al(OH)3最高价氧化物的水化物酸性最强的 ; ; 是 HClO4 (3)、 (3)、能形成气态氢化物且最稳定的是

HCl 。

2 下列递变情况 不正确 的是: 的是:

C

A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多,其单 最外层电子数依次增多, 、 、 最外层电子数依次增多 质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高,对应气态氢 最高正价依次升高, 、 、 最高正价依次升高 化物稳定性增强 C. C、N、O原子半径依次增大 、 、 原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强 、 、 氧化物的水化物碱性依次增强

3 一横行 、Y、Z三种元素,已知最高价氧 一横行X、 、 三种元素 三种元素, 化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4,则下列说法判断 错误 的是

A

A. 原子半径

X>Y>Z HX > H2Y > ZH3 X>Y>Z X>Y>Z

B. 气态氢化物稳定性 C. 元素的非金属性 元素的非金属性 D. 单质的氧化性

4、R元素形成的化合物 3,其中 的化 、 元素形成的化合物 元素形成的化合物RH 其中R的化 合价是其最低负化合价, 合价是其最低负化合价,则R元素最高价 元素最高价 氧化物的化学式是: ( C ) 氧化物的化学式是: A.RO2 . C.R2O5 . B.RO3 . D.R2O7 .


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