人教版高中化学必修二1.2元素周期律课件(共31张PPT)
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学必修二1.2元素周期律课件(共31张PPT) |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 650.6KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2019-04-30 07:34:35 | ||
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文档简介
课件31张PPT。元素周期律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，而达到稳定结构元素核外电子排布情况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123882周期性原子半径大小变化原子半径的周期性变化规律：（稀有气体除外）1、同主族，从上到下，原子半径增大，得电子能力减弱，失电子能力增强，非金属性减弱，金属性增强2、同周期，从左到右，原子半径减小，得电子能力增强，失电子能力减弱，非金属性增强，金属性减弱元素化合价最高正价渐高，负价绝对值渐低23微粒半径大小比较规律一般情况下(稀有气体除外):一、原子半径大小的比较1、同周期元素，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小2、同主族元素，从上到下，核电荷数增大，原子半径增大r(Na) r（K） r(Rb)，＜＜r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(Cl)＞＞＞＞＞微粒半径大小比较规律二、离子半径大小的比较1、同主族元素形成的离子，从上到下，半径增大r(Cl-) r（Br-） r(I-)<<2、同元素形成的离子，化合价越低，半径越大r(H-) r(H ) r( H+ )＞＞3、电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半 径越小短周期元素电子层结构相同的离子1、与氖(Ne )核外电子排布相同的离子，即核外有10个电子的离子
Ne：阴离子：N3－、O2－、F－阳离子： Na+、Mg2+、Al3+离子半径：核电荷数越大，半径越小r(N3－) r(O2－) r(F－ ) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)>>>>>阴前阳下 序大径小短周期元素电子层结构相同的离子2、与氩(Ar)核外电子排布相同的离子，即核外有18个电子的离子
Ar：阴离子： Cl－、 S2－、P3-阳离子： K+、Ca2+离子半径：核电荷数越大，半径越小r(P3-) r(S2－) r(Cl－ ) r(K+) r(Ca2+)>>>>阴前阳下 序大径小下列微粒半径大小比较正确的是( ) A.Na+＜Mg2+＜Al3+＜O2- B.S2-＞Cl-＞Na+＞Al3+ C.Na＜Mg＜Al＜Si D.Ca＜Rb＜K＜Na B已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3–、dD–都具
有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（?）
A．原子半径r(A)>r(B)>r(D)>r(C)??????????
B．原子序数：b>a>c>d
C．离子半径：r(C3–)>r(D–)>r(B+)>r(A2+)??????
D．元素的金属性：A>B>D>CC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。 反应式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2结论：镁元素的金属性比钠弱△ 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。讨论第三周期元素的性质递变现象： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。反应：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2结论：镁元素的金属性比铝强2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较冷水、剧烈冷水、缓慢结论金属性：Na>Mg剧烈迅速结论金属性：Mg>Al强碱性中强碱两性氢氧化物结论金属性：Na>Mg>Al结论：同周期元素，随着原子序数的增加金属性减弱。判断元素金属性强弱的标准
①单质与水或酸
反应置换出氢气的难易
②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱
③相互置换
氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl 氧化性：Si < P < S < Cl2单质与氢气的化合条件氢化物的稳定性SiH4PH3H2SHCl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看 非金属性：Si < P < S < Cl结论：同周期元素，随着原子序数的增加非金属性增强。
最高价氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4硅 酸磷 酸硫 酸高氯酸极弱酸中强酸强 酸最强酸 非金属性：Si < P < S < Cl最高价氧化物的水化物的酸性判断元素非金属性强弱的标准
①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性
②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
③相互置换同周期元素金属性、非金属性的递变规律（以第三周期为例）: 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：电子层数相同核电荷数增多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思考：1.(1)和酸反应时，1 mol Mg和1 mol Al分别失去2 mol e－和3 mol e－，能否说明Al的金属性大于Mg?
(2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl?
【思考·提示】 (1)不能。比较金属性强弱时不能根据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电子的难易。
(2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO都不是最高价含氧酸。同族元素性质
具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ； 增大增强减弱增强减弱 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 0 Po At非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强思考用一句话概括一下元素性质的变化情况元素周期律的内容随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。小结：元素周期表和元素周期律的应用 1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质2.在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18练习1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ）
A．NaOH B．Al(OH)3
C．Ca(OH)2 D．RbOH
2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ）
①Na2CO3②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3
A．①②③④ B．①②③
C．①②④ D．②③④ACD3.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ）
A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．a原子电子层数比b原子的电子层数多
C．1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b从酸中置换H+生成的H2多
D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能D4.下列各组物质的性质变化正确的（ ）
A．酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4
B．稳定性H2S>HCl>HBr>HI
C．熔点Rb>K>Na>Li
D．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH A
Ne：阴离子：N3－、O2－、F－阳离子： Na+、Mg2+、Al3+离子半径：核电荷数越大，半径越小r(N3－) r(O2－) r(F－ ) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+)>>>>>阴前阳下 序大径小短周期元素电子层结构相同的离子2、与氩(Ar)核外电子排布相同的离子，即核外有18个电子的离子
Ar：阴离子： Cl－、 S2－、P3-阳离子： K+、Ca2+离子半径：核电荷数越大，半径越小r(P3-) r(S2－) r(Cl－ ) r(K+) r(Ca2+)>>>>阴前阳下 序大径小下列微粒半径大小比较正确的是( ) A.Na+＜Mg2+＜Al3+＜O2- B.S2-＞Cl-＞Na+＞Al3+ C.Na＜Mg＜Al＜Si D.Ca＜Rb＜K＜Na B已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3–、dD–都具
有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（?）
A．原子半径r(A)>r(B)>r(D)>r(C)??????????
B．原子序数：b>a>c>d
C．离子半径：r(C3–)>r(D–)>r(B+)>r(A2+)??????
D．元素的金属性：A>B>D>CC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。 反应式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2结论：镁元素的金属性比钠弱△ 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。讨论第三周期元素的性质递变现象： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。反应：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2结论：镁元素的金属性比铝强2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较冷水、剧烈冷水、缓慢结论金属性：Na>Mg剧烈迅速结论金属性：Mg>Al强碱性中强碱两性氢氧化物结论金属性：Na>Mg>Al结论：同周期元素，随着原子序数的增加金属性减弱。判断元素金属性强弱的标准
①单质与水或酸
反应置换出氢气的难易
②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱
③相互置换
氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl 氧化性：Si < P < S < Cl2单质与氢气的化合条件氢化物的稳定性SiH4PH3H2SHCl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看 非金属性：Si < P < S < Cl结论：同周期元素，随着原子序数的增加非金属性增强。
最高价氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4硅 酸磷 酸硫 酸高氯酸极弱酸中强酸强 酸最强酸 非金属性：Si < P < S < Cl最高价氧化物的水化物的酸性判断元素非金属性强弱的标准
①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性
②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
③相互置换同周期元素金属性、非金属性的递变规律（以第三周期为例）: 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：电子层数相同核电荷数增多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思考：1.(1)和酸反应时，1 mol Mg和1 mol Al分别失去2 mol e－和3 mol e－，能否说明Al的金属性大于Mg?
(2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl?
【思考·提示】 (1)不能。比较金属性强弱时不能根据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电子的难易。
(2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO都不是最高价含氧酸。同族元素性质
具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ； 增大增强减弱增强减弱 1B Al SiGeAs Sb Te 2 3 4 5 6 7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 0 Po At非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强思考用一句话概括一下元素性质的变化情况元素周期律的内容随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。小结：元素周期表和元素周期律的应用 1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质2.在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18练习1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ）
A．NaOH B．Al(OH)3
C．Ca(OH)2 D．RbOH
2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ）
①Na2CO3②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3
A．①②③④ B．①②③
C．①②④ D．②③④ACD3.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ）
A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．a原子电子层数比b原子的电子层数多
C．1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b从酸中置换H+生成的H2多
D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能D4.下列各组物质的性质变化正确的（ ）
A．酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4
B．稳定性H2S>HCl>HBr>HI
C．熔点Rb>K>Na>Li
D．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH A