4.2元素周期律 ppt课件-（2019）新人教版高中化学必修第一册.pptx

1、1、核外电子排布的变化规律、核外电子排布的变化规律核外电子排布的变化规律核外电子排布的变化规律原子序数原子序数 电子层数电子层数 最外层电子数最外层电子数 达到稳定结构时的达到稳定结构时的最外层电子数最外层电子数 1 12 2 3 310 10 111118 18 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现现周期性周期性变化。变化。 1231288218182、原子半径的变化规律、原子半径的变化规律特殊说明：特殊说明：稀有气体元素的原子半径的测定方式不同稀有气体元素的原子半径的测定方式不同, ,不具有可比性。不具有可比性。原子序数

2、原子序数 原子半径的变化原子半径的变化3 39 9 111117 17 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性周期性变化。变化。 逐渐减小逐渐减小逐渐减小逐渐减小原子半径的变化规律原子半径的变化规律 影响因素影响因素电子层数（同主族）：电子层数（同主族）：电子层数越多，原子半径越大电子层数越多，原子半径越大核电荷数（同周期）：核电荷数（同周期）：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向核外电子数（同元素）：核外电子数（同元素）：电子数增多，增加了相互排斥，使原子电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

3、。半径有增大的倾向。当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。微粒半径大小的比较微粒半径大小的比较39、1117号元素的最高正化合价与最低化合价。 元素的元素的最高正价最高正价重复出现由重复出现由+1到到+7递增，递增，最低负价最低负价由由4到到1递增递增的变化。（的变化。（O、F和稀有气体元素除外）和稀有气体元素除外） 0+7+6+5+4+3+2+1最高正最高正化合价化合价最低负最低负化合价化合价Ar（氩）（氩）Cl（氯）（氯） S（硫）（硫）P（磷）（磷）Si（硅）（硅）Al（铝）（铝） Mg（镁）（镁）Na（钠）（钠）1117号元素012+3+2+1最高

4、正最高正化合价化合价最低负最低负化合价化合价Ne（氖）（氖）F（氟）（氟）O（氧）（氧）N（氮）（氮）C（碳）（碳）B（硼）（硼）Be（铍）（铍）Li（锂）（锂）39号元素+4+5结论：结论：随着核电荷数的递增，元素的主要随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化化合价呈周期性变化。4334213 3、元素化合价的变化规律、元素化合价的变化规律总结总结 元素最高正价元素最高正价 = 原子最外层电子数原子最外层电子数=主族序数主族序数 元素最低负价元素最低负价 = 原子最外层电子数原子最外层电子数8 金属元素无负价；金属元素无负价；O无最高正价，无最高正价，F无正价无正价最高化合价最高化合

5、价最低化合价最低化合价+1+1+2+2+3+3+4+44 4+5+53 3+6+62 2+7+71 1元素化合价与最外层电子数的关系原子结构金属性：元素原子失失电子的能力（还原能力）能力（还原能力）非金属性： 元素原子得得电子的能力（氧化能力）能力（氧化能力）元素的元素的金属性、非金属性金属性、非金属性是否也呈现是否也呈现周期性变化周期性变化？判断依据是什么呢？注意： 金属性（非金属性）的强弱只与原子失（得）电子的能原子失（得）电子的能力力有关，与失（得）电子的多少无关多少无关。4 4、元素的金属性和非金属性变化规律、元素的金属性和非金属性变化规律（1）判断元素金属性强弱的依据比较元素金属性的

6、强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱, 越易失去电子，金属性越强。 元素在周期表中的位置：同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱。例：金属性:NaMgAl同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。例：金属性：KNaLi单质与水或酸反应金属单质与水或酸（非氧化性酸）反应越剧烈，元素的金属性越强。例：Na与冷水反应剧烈，Mg 与冷水反应缓慢，则金属性： Na Mg金属活动性顺序除第I A族、第IIA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶 液中置换出来。（强的置换出弱的）例：2Al + 3Hg (NO3)2 = 2Al(NO3)3 +

7、3Hg,则金属 性:AlHg金属阳离子氧化性的强弱金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。例：氧化性Na+ Mg最高价氧化物对应 水化物的碱性最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。例：碱性 NaOH Mg(OH)2 则金属性:Na Mg1 1、取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中、取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入加入2mL2mL水，并滴入水，并滴入2 2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。沸腾。观察现象。NaNa、MgMg、AlAl金属性的

8、比较金属性的比较实验实验现象现象化学化学方程方程式式前：与冷水无现象前：与冷水无现象加热后加热后：出现：出现大量气泡，红色明显大量气泡，红色明显 Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2 (缓慢缓慢)2 2、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去表面的氧化膜，放、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去表面的氧化膜，放入两支试管中。各向试管中加入入两支试管中。各向试管中加入2mL2mL盐酸。观察现象。盐酸。观察现象。MgMgAlAl实验现实验现象象方程式方程式反应迅速，产生反应迅速，产生大量气泡大量气泡反应较慢，缓缓产生反应较慢，缓缓产生气泡气泡Mg + 2H+ Mg2+H22Al +6H+ 2Al

9、3+3H2单质与水单质与水（或酸）（或酸）反应反应最高价氧最高价氧化物对应化物对应水化物碱水化物碱性强弱性强弱NaOHNaOH强碱强碱Mg(OH)Mg(OH)2 2中强碱中强碱Al(OH)Al(OH)3 3两性两性氢氧化氢氧化物物较缓慢较缓慢金属性：金属性：NaMgAlNaMgAl在第三周期中在第三周期中, ,随着原子序数的递增随着原子序数的递增, ,元素金属性依次减弱元素金属性依次减弱（2）判断元素非金属性强弱的依据比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子能力的强弱, 越易得电子，非金属性越强。 元素在周期表中的位置同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电 子,非金属性越强。 例

10、：非金属性:FON同主族元素从上到下，原 子半径越大，越不易得到 电子,非金属性越弱。 例：非金属性：FCl I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强。H2 +F2 = 2HF、H2 +Cl2 = 2HC1,则非金属性: FCl 稳定性HF HCl HBr HI,则非金属性：FClBrI非金属单质间的置换反应较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来例：Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 则非金属性:Cl Br单质的氧化性或阴离子的还原性非金属元素的简单阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱,元素

11、的非金属性越弱例：还原性S2- Cl-，则非金属性:Cl S与变价金属的反应根据与同一变价金属反应的难易程度，以及生成的化合物中金属元素的化合价高低进行判断。 反应越易发生，金属被氧化后的价态越高,则元素的非金属性越强。例：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 、Fe + S = FeS 则非金属性:ClS最高价氧化物对应水化物的酸性最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。例：酸性HClO4（高氯酸） H2SO4 。则非金属性: ClS原子序数原子序数14151617元素符号元素符号SiPSCl最高价氧化最高价氧化物对应水化物对应水化物的酸性物的酸性 单质与单质与H H2 2化

12、合化合的难易的难易气态氢化物气态氢化物的稳定性的稳定性H2SiO3极弱酸极弱酸H3PO4中强酸中强酸H2SO4强酸强酸HClO4最强酸最强酸高温高温光照或光照或点燃爆点燃爆炸化合炸化合磷蒸气磷蒸气加热加热很不稳定很不稳定SiH4不稳定不稳定PH3不很稳定不很稳定H2S稳定稳定HCl非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强Si 、 P、 S 、Cl 非金属性的比较非金属性的比较原子序数原子序数11111212131314141515161617171818元素符号元素符号NaNaMgMgAlAlSiSiP PS SClClArAr单质和水单质和水( (或酸）反或酸）反应情况应情况冷冷水水剧剧烈烈热水热水

13、较快较快盐酸盐酸剧烈剧烈盐酸盐酸较快较快非金属单质非金属单质与氢气反应与氢气反应高温高温磷蒸磷蒸气与气与H H2 2能反能反应应加热加热光照光照或点或点燃燃最高价氧化最高价氧化物对应水化物对应水化物的酸碱性物的酸碱性金属性和非金属性和非金属性递变金属性递变NaOHNaOH强碱强碱Mg(OH)Mg(OH)2 2中强碱中强碱Al(OH)Al(OH)3 3两性氢两性氢氧化物氧化物弱酸弱酸H H3 3POPO4 4中强酸中强酸H H2 2SOSO4 4强酸强酸HClOHClO4 4最强酸最强酸稀有气体元素稀有气体元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 Na Mg Al S

14、i P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强随着原子序数的递增总结总结元素原子的元素原子的电子排布电子排布呈现周期性变化呈现周期性变化元素元素原子半径原子半径呈现周期性变化呈现周期性变化元素元素化合价化合价呈现周期性变化呈现周期性变化元素元素金属性、非金属性金属性、非金属性呈现周期性变化呈现周期性变化 也就是元素的也就是元素的性质性质呈现周期性变化呈现周期性变化同周期：同周期：11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 从左往右从左往右，核电荷数递增核电荷数递增,原子半径逐渐原子半径逐渐减小减小，核对核外电子的吸引能力逐渐核对核外电子

15、的吸引能力逐渐增强增强失电子的能力逐渐失电子的能力逐渐减弱减弱，得电子的能力逐渐，得电子的能力逐渐增强增强，金属性金属性减弱减弱, 非金属性非金属性增强。增强。最高价氧化物的水化物最高价氧化物的水化物碱性减弱碱性减弱, 酸性增强酸性增强.气态氢化物稳定性逐渐气态氢化物稳定性逐渐增强增强结构结构位置位置性质性质原子半径依次减小原子半径依次增大失电子能力依次增强非金属性依次增强得电子能力依次增强金属性依次增强气态氢化物稳定性增强，还原性减弱气态氢化物稳定性增强，还原性减弱最高价氧化物对应水化物碱性减弱酸性增强最高价氧化物对应水化物碱性减弱酸性增强金属阳离子氧化性增强，非金属阴离子还原性减弱金属阳离

16、子氧化性增强，非金属阴离子还原性减弱气态氢化物稳定性减弱，还原性增气态氢化物稳定性减弱，还原性增强强最高价氧化物对应水化物碱性增强，酸性减弱最高价氧化物对应水化物碱性增强，酸性减弱金属阳离子氧化性减弱，非金属阴离子还原性增强金属阳离子氧化性减弱，非金属阴离子还原性增强元素周期性变化规律元素周期性变化规律元素周期律元素周期律: : 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 元素性质的周期性变化是元素原子的元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布核外电子排布的的周期性变化的必然结果。周期性变化的必然结果。金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律元素周期表和元素周期律的应用(1)根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱。(2)应用于元素“位置结构性质”的相互推断。(3)预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。(4)寻找新物质