课件20张PPT。第三节 元素周期表的应用 1871年,门捷列夫预言：一定存在一种元素，在元素周期表中它紧排在锌（Zn)的后面，处于铝(Al)和铟(In)之间。门捷列夫将其称为”类铝”，并预测了它的性质。4年以后，法国化学家布瓦博德朗(P.E.L.de Boisbaudran)发现了这种元素—镓(Ga)，并通过实验验证了门捷列夫的预言。你 知道门捷列夫是如何作出如此准确的预测的吗？你知道元素周期表中元素的性质呈现怎样的变化规律吗？联 想 · 质 疑一 认识同周期元素性质的递变规律尝试叙述并解释同周期元素核外电子排布、原子半径、最高化合价、最低化合价等递变规律，并用原子结构的知识解释。
每周期的元素原子核外电子层数 ，除第1和第7周期外，最外层电子数从 逐渐增至 .相 同81每周期的元素最高正价，除第1和第7周期外，从 逐渐增至 .(O、F除外)，从最外层电子数为4的元素开始出现负价，金属无负价，非金属元素的负价从 逐渐增至 。+1+7-4-1每周期的元素从左到右原子半径逐渐 。减小解释 每周期的元素从左到右原子核对外层电子的引力逐渐 。增大交流研讨：
据第3周期元素原子的核外电子排布规律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。
第三周期元素 11钠 12镁 13铝 14硅 15磷 16硫 17氯 18氩
Na Mg Al Si P S Cl Ar金属元素非金属元素稀有气体元素原子失电子能力的强弱原子得电子能力的强弱 元素：金属性与非金属性
原子：失电子能力与得电子能力
单质：还原性与氧化性
某单质的还原性即对应其元素的金属性或其原子的失电子能力利用已有知识，用实验观察，查阅资料等方法认识
原子得或失电子能力的相对强弱。第三周期元素 11钠 12镁 13铝 14硅 15磷 16硫 17氯 18氩
Na Mg Al Si P S Cl Ar金属元素非金属元素稀有气体元素金属原子失电子能力的 。非金属原子得电子能的 。预测减弱增强方法导引 金属元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：
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。3.金属单质间的置换反应:还原性强的金属可以置换出还原性弱的金属4.金属活动性顺序表：从左至右还原性减弱5元素对应阳离子的氧化性及单质的还原性：
阳离子的氧化性越强，对应金属的还原性越弱6元素周期表
同一周期从左到右,失电子能力递减,
同一主族,从上到下,失电子能力递增7金属原子失电子吸收的能量,吸收能量越多,
金属性越弱.8.原电池活泼性:负极>正极在同一周期中，各元素的原子的核外电子层数相同，从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐 。（稀有气体元素除外）。
原子核对最外层电子的引力增大，金属元素原子失电子能力减弱，非金属元素原子得电子能力增强。减小预测的依据实验探究 钠、镁、铝失电子能力比较
试剂：
酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块），盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液，蒸馏水.
仪器：
烧杯，试管，玻璃片，表面皿，酒精灯，试管夹。
利用所给的试剂和仪器，设计并完成实验验证预测常温下,反应剧烈,酚酞变红加热反应缓慢,酚酞变浅红色反应剧烈，生成大量体反应较剧烈,生成气体失电子能力:
Na＞Mg>Al失电子能力:
Na＞ Mg ＞Al加热不反应，酚酞不变红反应很剧烈，生成大量气体实验结论:失电子能力 钠＞镁＞铝生成白色沉淀，不溶于过量的氢氧化钠生成白色沉淀，溶于过量的氢氧化钠碱性
Mg(OH)2＞Al(OH)3
方法导引 非金属元素原子得电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：
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。4根据元素周期表:
同一主族,从上到下,得电子能力递减.
同一周期从左到右,得电子能力递增5非金属单质间的置换反应：得电子能力强的能
置换出的电子能力弱的6元素对应阴离子的还原性强弱及单质氧化性强弱：
阴离子还原性越强，对应单质氧化性越弱7非金属单质与同一还原剂反应判断产物的化合价8非金属原子得电子放出能量,放出能量越多,
越易得电子H4SiO4极弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸高温光照或点燃爆炸化合磷蒸气加热
实验结论得电子能力 硅＜磷＜硫＜氯SiO2P2O5SO3Cl2O7小结同周期元素性质的递变规律(从左到右)
在同一周期中，各元素的原子的核外电子层数相同，从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐 。（稀有气体元素除外）。金属元素原子失电子能力减弱，非金属元素原子得电子能力增强。
增强;增强减弱;增强容易减小增强;非金属元素的单质与氢气反应越 ，
气态氢化物的稳定性逐渐 ;(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性
逐渐 ;(3)非金属阴离子或气态氢化物的还原性逐渐 。（4 ）非金属单质的得电子能力，氧化性逐渐 。
元素的非金属性逐渐 。小结同周期元素性质的递变规律(从左到右)
(1) 金属元素的单质与与水或酸反应置换出氢的难易，越 ，
减弱;增强;减弱难减弱(2)金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性
逐渐 ;（3）金属阳离子的氧化性逐渐 。（4 ）金属单质的失电子能力，还原性逐渐 。
元素的金属性逐渐 。 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数 ，但从左到右核电荷数依次 ，最外层电子数依次 ，原子半径逐渐 （稀有气体元素除外），
原子失电子能力逐渐 ，
得电子能力逐渐 。练习：相同增大增多减小减弱增强 1、判断下列说法是否正确：
(1) C、N、O、F原子半径依次增大
(2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强
(3) HClO比H2SO4酸性弱，则得电子能力Cl < S
(4) 甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时， 甲 得电子的数目多，所以甲活泼。
(5)酸性 HCl > H2S，可证明得电子能力Cl > S
(6)含氧酸的酸性越强，原子的得电子能力越强。
(7)单质的熔点越高，原子失电子能力越强。错对错错错错错2、已知X、Y、Z三种元素原子的电子层数相同，且原子序数XA、原子半径XB、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱
C、最高价含氧酸酸性H3XO4D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序
减弱C课件25张PPT。预测同主族元素的性质元素周期表的应用
(第二课时)复习内容
在同一周期内，随着原子序数的递增，元素原子有什么变化规律？在周期表中的变化规律交流研讨在元素周期表中，同主族元素原子的核外电子排布有什么特点？它对元素的性质有何影响？
尝试从你学过的物质及其变化中为你的推测寻找证据
. 同主族元素最外层电子数 ，化学性质相似；但从上到下，随着原子核外电子层数 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引减小.相同增大增多增强减弱金属元素原子失电子能力 ，非金属元素
原子得电子的能力 。预测 7 7 7 7 0 +7 +7 +7 -1 -1 -1 -1 HF HCl HBr HI 无 HClO4 HBrO4 HIO4>>><（1）单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2(2)气态氢化物的稳定性关系：HF > HCl > HBr > HI F2 冷暗处爆炸 H2+F2====2HF HF很稳定 Cl2 光照或点燃 H2+Cl2=====2HCl HCl稳定Br2 高温 H2+Br2======2HBr HBr较不稳定I2 高温、持续加热 H2+I2======2HI HI 很不稳定
缓慢进行 可逆 1) VIIA元素与氢气的反应及气态氢化物的稳定性：
（2）单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2(3)气态氢化物的稳定性：HF > HCl > HBr > HI 2、递变性 (1)化学性质相似可证明VIIA元素第VIIA元素素单质物理性质的递变 HF HCl HBr HI 无 HClO4 HBrO4 HIO4<<<>> Cl2+ Fe=Br2+ Fe=I2+Fe=F2+ Fe=FeF3FeBr3FeCl3FeI2点燃△△23322232 Cl2+H2O= HCl+HClO I2+H2O= HI+HIO Br2+H2O= HBr+HBrO F2+ H2O= HF+O2 2242 都 为 强 酸与得电子能力递变规律相反单质的检验使湿润的 KI-淀粉试纸变蓝的气体加入CCl4显橙红色的液体加入CCl4显紫红色的物质，或使淀粉变蓝的物质小结 对ⅦA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。其单质的密度、熔、沸点在依次的增大。对其它的主族而言适应吗？小结同主族元素性质的递变规律(从上到下)
元素原子最外层电子数相同，从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐 ,金属元素失电子能力逐渐 ，非金属元素得电子能力逐渐 。
减弱;减弱;增强难减弱增大减弱增强减弱;非金属元素的单质与氢气反应越 ，气态
氢化物的稳定性逐渐 ;(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性
逐渐 ;(3)非金属阴离子或气态氢化物的还原性逐渐 。（4 ）非金属单质的得电子能力，氧化性逐渐 。
非金属性逐渐 。小结同主族元素性质的递变规律(从上到下)
增强减弱增强容易增强金属元素的单质与与水或酸反应置换出氢的
难易，越 ，(2)金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性
逐渐 ;（3）金属阳离子的氧化性逐渐 .（4 ）金属单质的失电子能力，还原性逐渐 。
金属性逐渐 。预测金属钾的性质 观察钾元素在元素周期表中的位置，预测金属钾的性质，并与钠的性质进行比较。
预测
钾元素位于元素周期表中第 周期， 族，与钠元素处于同一主族从上到下排列，它应该比金属钠更 失去电子，钾也能与水反应，且应该更剧烈。四ⅠA容易实验步骤分别向两只培养皿中加水至其体积的1/2，然后分别加入绿豆大小的一块金属钾和金属钠，用表面皿盖在培养皿口上，注意观察反应的剧烈程度，记录所发生的现象。待冷却后，分别向两只培养皿中加入2~3滴酚酞，观察实验现象。实验现象钠跟水剧烈反应，钠浮在水的表面，并迅速的熔成一个闪亮的小球，在水面四处游动，发出“嘶嘶”声，但未见爆炸现象，加入酚酞后，溶液显红色。2 Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2K+2H2O=2KOH+H2↑ 钾跟水反应更剧烈，钾浮在水的表面， 在水面四处游动，熔成一个闪亮的火球，发出紫色的火焰，并伴有轻微的爆炸现象，加入酚酞后，溶液显红色。K和Na与水的反应比较碱金属元素(IA中的Li,Na,K,Rb,Cs)①易失去最外层的1个电子，达稳定结构。最高正价是+1，对应的碱是ROH ，碱性强。
②随原子序数的递增，失电子的能力逐渐增强。ROH的碱性逐渐增强。
碱性 LIOH NaOH kOH RbOH CsOH FrOH>>>>>锂钠钾铷铯1更为复杂K2O、K2O2、KO2Li2O更为复杂Na2O、Na2O2碱金属与氧气反应比较锂(Li)铷(Rb)铯(Cs)钠(Na)钾(K)碱金属元素及其单质碱金属的物理性质有何相似性和递变性？碱金属的物理性质的比较相
似
点递变性颜色硬度密度熔沸点导电导热性密度变化熔沸点变化Li Na K Rb Cs均为银白色（Cs略带金色）柔软较小较低强逐渐增大（K特殊）单质的熔沸点逐渐降低在周期表中元素原子的变化规律根据在周期表中位置靠近的元素具有相似的性质这一规律，可以利用元素周期表寻找新材料。
在金属非金属分界线附近寻找 材料
在过渡元素中寻找 。
材料
3.在元素周期表的右上角寻找 材料半导体优良的催化剂和耐高温耐
腐蚀制造农药科学研究发现，地球上化学元素的分布与它们在元素周表中的位置有密切的关系。对探矿有重要的指导意义。
1.相对原子质量小的元素在地壳中含量较多,
相对原子质量大的元素在地壳中含量较少。
2.原子序数为偶数的元素在地壳中含量较多,
原子序数为奇数的元素在地壳中含量较少。
3.处于地球表面的元素多数呈现高价态，
处于岩层深处的元素多数呈现低价态。
4.碱金属元素一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈
5.有的科学家把元素周期表分为10个区（每个区里元素的性质相似），并认为同一区域的元素往往生成同生矿。随堂练习11 第四周期某主族元素的原子，它的最外电子层上有2个电子，下列关于此元素的叙述正确的是（ ）
A.原子半径比钾的原子半径大
B.氯化物难溶于水
C.原子半径比镁的原子半径大
D.碳酸盐难溶于水
2 下列各组中的性质比较正确的是（ ）
A.稳定性：NH3＜PH3 ＜ SiH4
B.酸性：HClO4 ＞H2SO4 ＞ H3PO4
C.碱性：KOH ＜ NaOH ＜ Mg(OH)2
D.还原性：F- ＞ Cl- ＞ Br-C DB 随堂练习23 下列氧化物按其形成的含氧酸酸性递增的顺序排列的是（ ）
A.SiO2 ＜ CO2 ＜ SO3 ＜ P2O5
B.SiO2 ＜ CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3
C. CO2 ＜ SiO2 ＜ P2O5 ＜ SO3
D. CO2 ＜ P2O5 ＜ SO3＜ SiO2B
