元素周期律PPT.ppt
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二、元素周期律,在课本P14-15表中写出元素周期表前三周期元素(1-18号)的符号及原子的核外电子排布(用原子结构示意图表示),思考并讨论:
118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,原子半径大小,原子半径大小,结论:
同周期元素随原子序数递增,原子半径逐渐减小,118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价:
正价+10,主要化合价:
正价+1+5,负价:
-4-10,主要化合价:
正价+1+7,负价:
-4-10,结论:
同周期元素随原子序数递增,化合价呈周期性变化。
主族元素最高正价=最外层电子数=主族序数负价=最外层电子数-8注意:
F无正价,金属无负价,HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClAr,元素化合价周期性递变图,*化合价与最外层电子数关系,结论2、随着元素原子序数的递增,电子层相同的元素主要化合价呈现周期性的变化。
主族元素原子半径的递变规律,主族,周期,同周期主族元素:
从左到右原子半径依次减小(除稀有气体),B.同主族元素:
从上到下原子半径逐渐变大,1、原子半径大小比较,从上到下:
电子层数依次增加-原子半径越来越大,从左到右:
核电荷数依次增加,最外层电子数依次增加-原子半径越来越小(零族除外),2、离子半径大小的比较,(3)具有相同电子层结构的离子,
(1)同主族,
(2)同周期主族元素,
(1)同主族,
(2)同周期主族元素,从上到下:
阴、阳离子半径逐渐增大,从左到右:
阴离子半径逐渐减小,阳离子半径逐渐减小,阴离子半径大于阳离子半径,核电荷数越大,原子核对核外电子的吸引力越大,半径越小10电子:
7N3-8O2-9F-11Na+12Mg2+13Al3+18电子:
16S2-17Cl-19K+20Ca2+,3、同种元素的各种粒子半径大小比较,4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子半径大小比较,核外电子数越多,微粒半径越大如:
FeFe2+Fe3+,Cl-Cl,找出其他元素作参照对比判断如Na+与S2-哪个大半径大小比较:
可选F-、Cl-来对比,因为Na+Cl-,Cl-F-,所以S2-Na+。
练习:
Mg2+、Na+、O2-、N3-,K+、CI-、S2-、Ca2+,(S2-S、AIAI3+),比较下列粒子半径的大小,(N3-O2-Na+Mg2+),(S2-CI-K+Ca2+),S2-与S、AI与AI3+,小结:
在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较微粒半径的大小:
(1)一看“电子层数”:
在电子层数不同时,电子层越多,半径越大。
(2)二看“核电荷数”:
在电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
(3)三看“电子数”:
在电子层和核电荷数相同时,电子数越多,半径越大。
金属性,单质跟水或酸反应置换氢的难易,最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,金属单质间的置换反应,非金属性,与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,非金属单质间的置换反应,1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法,(四)元素金属性、非金属性的周期性变化,放少许镁带于试管中,加2mL水,滴入2滴酚酞试液,观察现象;过一会加热至沸腾,再观察现象。
镁与冷水反应缓慢,产生少量气泡,滴入酚酞试液后不变色。
加热后镁与沸水反应较剧烈,产生较多气泡溶液变为红色。
镁元素的金属性比钠弱,讨论第三周期元素性质的递变规律,结论:
镁元素的金属性比铝强,实验:
取铝片和镁带,擦去氧化膜,分别和2mL(1mol/L)盐酸反应。
现象:
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。
但镁反应更剧烈。
结论:
Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2,1、金属单质与水或酸的反应,与冷水剧烈反应,与沸水反应,剧烈反应,反应比镁慢,结论:
Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气的能力依次减弱。
与沸水反应很缓慢,剧烈反应,且发生燃烧,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,中强碱,(),(),2、最高价氧化物对应水化物的碱性,强碱,两性氢氧化物,结论:
Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。
同周期中,随着原子序数的增加,元素的金属性逐渐减弱。
元素金属性强弱的判断依据,1、金属单质从水或酸溶液中置换出H2的难易程度,2、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,再探元素周期律,非金属性强弱的比较,Si,P,S,Cl,高温,H4SiO4弱酸,磷蒸气与氢气能反应,H3PO4中强酸,需加热,H2SO4强酸,光照或点燃,HClO4最强酸,氢化物化学式,元素,14Si,15P,16S,17Cl,非金属性:
SiPSCl,单质与氢气的化合条件,氢化物的稳定性,SiH4,PH3,H2S,HCl,高温下少量反应,磷蒸气,困难,加热反应,光照或点燃,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,从氢化物的稳定性看,非金属性逐渐增强,同周期中,随着原子序数的增加,元素的非金属性逐渐增强。
结论:
NaMgAlSiPSCl,元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,同一周期元素,根据实验,可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:
NaMgAlSiPSCl,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,用结构观点解释:
同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强.,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,4.元素的金属性和非金属性递变小结,+1+7-4-1,最高正价=族序数(O、F除外),由易到难,由难到易,元素性质的递变小结,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数18,(K层电子数12),同周期元素原子半径大小,化合价:
+1+741,决定了,归纳出,引起了,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化.,元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性,1.下列事实能说明金属性NaMg的是()A.Na最外层有一个电子,Mg最外层有2个电子;B.Na能与冷水反应,而Mg不能;C.碱性NaOHMg(OH)2;D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来;,BC,2.下列有关元素周期律的叙述正确的()A.元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B.元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C.元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D.元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化,A,3.下列各组元素中,按原子半径依次增大的顺序排列的是()A.Na、Mg、AlB.Cl、S、PC.Na、N、FD.Cl、Br、I4.下列递变规律不正确的是()A.Na、Mg、Al还原性依次减弱B.I2、Br2、Cl2氧化性依次增强C.C、N、O原子半径依次增大D.P、S、Cl最高正价依次升高,C,D,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律。
元素周期律,元素周期律,实质:
原子的核外电子排布周期性的变化。
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