高中化学必修第一册《第二节 元素周期律》PPT课件(共46张PPT)

(共46张PPT)
第二节 元素周期律
1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一种元素算起，每到第八种元素就和第一种元素的性质相近，很像音乐上的八度音循环，他干脆把元素的这
种周期性叫做：“八音律”，并画出了标示元素关系的“八音律”
表。但是，条件限制了他作进一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按相对原子质量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神”的裙角，差点就揭示元素周期律了，一个伟大的发现与他擦肩而过！
那么，在现行元素周期表中一百多种元素之间的内在规律是什么呢？
一.元素性质的周期性变化规律
通过对碱金属、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
3—10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
11—18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
1～18号元素原子核外电子排布情况
1—2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
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2
3～10
11～18
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个的 变化(第一周期除外)。
1
2
3
1
2
1
8
1
8
8
8
2
周期性
随核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化。即：随着核电荷数的递增，最外层电子数重复出现从1个逐渐递增到8个（达到稳定结构)。
结论
原子半径的变化规律：
原子半径逐渐减小
原子半径逐渐减小
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）
核电荷数增多，吸引力增大
原子半径的周期性变化
元素原子半径的周期性变化
结论:同周期元素随着原子序数的递增,元素原子半径呈现__________的周期性变化。
由大到小
原子半径逐渐增大
原子半径逐渐减小
H是半径最小的原子
短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
Na
原子序数 原子半径的变化
3～10
11～17
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 变化。
逐渐减小
逐渐减小
周期性
稀有气体半径测定方法不同，故不做比较。
随着核电荷数的递增，元素原子半径呈现周期性变化，即：随着核电荷数的递增，半径重复出现从大到小的变化(稀有气体原子半径暂不研究)。
结论
元素化合价的变化规律：
最高正价：+1→+5，负价：-4 →-1
最高正价：+1→+7，负价：-4 →-1
同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价
元素化合价的周期性变化
+1
+2
+3
+4
+5
- 4
- 3
- 2
- 1
- 3
- 2
- 3
- 2
- 3
- 4
- 1
- 2
- 3
+5
+4
+3
+1
+2
+6
+7
最高正价
最低负价
化合价
结论：随着原子序数的递增，元素的化合价大体上呈现最高正价由 +1、+2、+3……+7，最低负价由-4……-1，最后归到0价的周期性变化的规律。
原子序数 最高正价 最低负价 特例
1～2
3～10
11～18
结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现 变化。
1
０
＋1
＋５
F、O
周期性
－４
－１
０
＋1
＋７
－４
－１
０
1-18号元素（除稀有气体），随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈现出周期性变化。即：随着核电荷数的递增，最高正价重复出现从+1价逐渐递增到+7价；最低负价从-4价逐渐递变到-1价。
结论
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了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
｛
②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；
③氟元素无正价，氧元素无最高正价 。
原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径的变化（不考虑稀有气体元素） 最高或最低化合价的变化
1～2 ———
3～10
11～18
结论
1
2
3
1
2
1
8
1
8
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。
（一）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
通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的外电子排布、原子半径和化合价都呈周期性的变化。那么，元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨这一问题。
金属性与非金属性的强弱判断
判断依据
金属性
非金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易
金属氧化物对应的水化物碱性强弱
非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性
最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱
（二）第三周期元素金属性、非金属性的变化规律
1．钠、镁、铝的金属性强弱
(1)钠、镁与水的反应
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应完后的溶液加酚酞，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为
2Na＋2H2O==2NaOH＋H2↑
＞
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为
结论：金属性Na_____Mg
Mg＋2H2O△(=====)H2↑＋Mg(OH)2↓
(2)氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠的反应
实验操作 实验现象及离子方程式
①向试管加入2mL1mol/LAlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加2mol/L盐酸，边滴加边振荡 白色沉淀溶解，溶液变澄清。离子方程式为
向另一支试管中滴加2mol/L氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 白色沉淀溶解，溶液变澄清。离子方程式为
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋OH－===AlO2－＋2H2O
＞
＞
实验操作 实验现象及离子方程式
②向试管加入2mL1mol/LMgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色Mg(OH)2沉淀为止。将Mg(OH)2沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加2mol/L盐酸，边滴加边振荡 白色沉淀溶解，溶液变澄清。离子方程式为
向另一支试管中滴加2mol/L氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：Na_____Mg_____Al
Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
氢氧化铝的两性
氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al +2H2O。
金属元素性质 Na Mg Al
单质和水（或酸）
的反应情况
最高价氧化物对应水化物碱性
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 Na>Mg>Al
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
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:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
用结构观点解释：
原子半径减小
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
同周期元素 从左到右
原子核对最外层电子的吸引力增强
对其他周期主族元素进行同样的研究，一般情况下也会得出类似的结论。在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈周期性的变化
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。这个规律就是元素周期律。
【总结升华】
元素周期律
(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而 ________________。
(2)实质:元素性质的周期性变化是 _____________________周期性变化的必然结果。
呈周期性的变化
元素原子核外电子排布
同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律
(1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱,而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
(2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大,原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强,非金属性越弱。
元素周期表中元素性质递变规律
内 容 同周期元素（从左到右） 同主族元素（从上到下）
电子层数
最外层电子数
原子半径
元素主要化合价
金属性、非金属性
得失电子能力
单质氧化性与还原性
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与稳定性
相同
增多
从1-2 或 1-8
相同
从大到小
从小到大
+1 ～+7或-4 ～ -1
相同
金减弱,
金增强,
非金增强
非金减弱
失减弱，得增强
失增强，得减弱
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
生成由难渐易，
稳定性逐渐增强
生成由易渐难，稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 (　　)
(2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 (　　)
(3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。 (　　)
(4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 (　　)
(5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 (　　)
(6)元素的氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。 (　　)
(7)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性。 (　　)
×
×
×
×
√
×
×
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K　　　Na　　　Mg,
非金属性:F　　　O　　　S。
(2)碱性:Mg(OH)2　　　Ca(OH)2　　　KOH。
(3)酸性:HClO4　　　H2SO4　　　HClO。
(4)热稳定性:CH4　　　NH3　　　H2O。
>
>
>
>
<
<
>
　>
<
<
3.下列性质的递变关系正确的是(　　)
A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF
B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2
C.原子半径:SiD.最高正价:Cl>Si>Al>Na
解析氢化物的稳定性:NH3NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
D
课堂小结
1. 从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( )
A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐增大
C.最高正价数值逐渐增 D.从硅到氯负价从-4到-1
2. 原子半径由小到大，且最高正价依次降低的（ ）
A. Al,Mg,Na B. N,O,F
C. Ar,Cl,S D. l,P,Si
AB
A
3.R元素的最高价氧化物对应的水化物化学式是HnRO2n+2，则R元素原子的最外层电子数为( ) A、4 B、5 C、6 D、7
D
4 某元素的气态氢化物的符合通式RH4，且氢的质量分数为25%则R的最高价氧化物的化学式是 （ ）
A. CO B. CO2 C. MgO D. SO2
B
5.用1~18号元素及其形成化合物的化学式填空。
(1)原子半径最小的元素是　　　。
(2)除稀有气体元素外,原子半径最大的元素是　　　,它的原子结构示意图是　　　。
(3)与水反应最剧烈的金属是　　　。
(4)最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是　　　。
(5)气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是　　　。
(6)最稳定的气态氢化物是　　　。
(7)金属性最强的元素是　　　,非金属性最强的元素是　　　。
(8)最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是　　　。
答案(1)H　(2)Na (3)Na　(4)NaOH
(5)N　(6)HF　(7)Na　F　(8)HClO4
解析本题是全方位考查对前18号元素的性质及原子结构的掌握程度,并熟练运用元素周期律对相关内容进行推断。