人教版高中化学必修2第1章第2节元素周期律 （2课时）（共40张PPT）

(共40张PPT)
第一章 物质结构
元素周期律
第二节 元素周期律
一、原子核外电子排布
1、电子层 ：K L M N O P Q
在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高
2、电子排布的规律
(1) 电子总是尽先占据能量低的轨道。
(2) 每层最多填充电子数 2n2
(3) 最外层电子数不能超过 8个，次外层电子数不能超过 18个，倒数第三层不能超过32个。
K L M N O P Q
由内到外，能量逐渐升高
1 2 3 4 5 6 7


二、元素周期律
根据1-18号元素的原子结构示意图思考并讨论：随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价呈现什么规律性变化？
核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布
2
3
1 → 8
1 → 8
随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
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
合价变化
1-2 1 1 2 --------- +1 0
3 -10


0.152nm
0.071nm
大 小 +1 +5
-4 -1 0
11-18 0.186nm
0.099nm
大 小 +1 +7
-4 -1 0
结论1
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
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。
原子半径递变图
原子半径大小变化
预测11~17号元素的金属性、非金属性的变化规律
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 + H2↑
2Al + 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
性质
单质与氢气反应条件
含氧酸的酸性
氢化物化学式
元素
14Si
15P
16S
17Cl
非金属性：Si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
14Si 15P 16S 17Cl
对应最高价氧化物
最高价氧化物的水化物
酸性强弱
单质与H2反应条件
气态氢化物及稳定性
结论
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： Na Mg Al Si P S Cl


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:
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：
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.
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1→8
（K层电子数1→2）
同周期元素原子半径 大→小
化合价：+1→+7 －4→－1
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Na＞Mg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NaOH ＞Mg(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、Al B.Cl、S、P
C.Na、N、F D.Cl、Br、I
4.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
同周期元素结构和性质递变规律
结构：钠（活泼金属）→ 硅（非金属元素） →氯（活泼非金属） →氩
原子半径
得失电子
失电子能力→减弱
得电子能力→增强
元素性质
金属性→减弱
非金属性→增强
表现：（1）单质的还原性 （1）单质的氧化性
（2）置换出H2的能力 （2）和H2化合的能力
（3） 氢氧化物碱性 （3） 最高价含氧酸酸性
同主族元素结构和性质递变规律
1、金属性（以碱金属为例）：从上至下金属性逐渐增强
2、非金属性（以卤素为例）：从上至下非金属性逐渐减弱
HX
酸性
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。
三、　位、构、性的关系
结构
位置
性质
（1）结构与位置的关系
原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数＝主族最高正价
8－主族序数＝8－最高正价＝ │最低负价│
向右向上　　　原子半径减小
向左向下　　　原子半径增大
元素周期表中　 结构
（2）结构与性质的关系
电子层数↗　即同主族：
原子半径↗
原子核对最外层电子的吸引力↘
失电子能力↗　金属性↗
得电子能力↘　非金属性↘
电子层数相同时,即同周期：
核电荷数↗　
原子半径↘
原子核对最外层电子的吸引力↗
失电子能力↘　金属性↘
得电子能力↗　非金属性↗
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
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
（3）位置与性质的关系
在周期表中一定的区域内
寻找特定性质的物质
体现量变和质变的辩证关系
四、元素周期表和元素周期律的应用
学习和研究化学的重要工具
①预测新元素
②寻找半导体材料
③合成新农药
④寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金
⑤进行“位置，结构，性质”的推导
1、下列递变情况不正确的是（ ）
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性依次增强
C. C、N、O原子半径依次增大
D. Na、K、Rb最高价氧化物的水化物碱性依次增强
C
2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法中判断错误的是（ ）
A.阴离子半径 X>Y>Z
B.气态氢化物稳定性 HX>H2Y>ZH3
C.元素的非金属性 X>Y>Z
D.单质的氧化性 X>Y>Z
A
3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的最外层电子数为（ ）
A.4 B.5 C.6 D.7
4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学式是（ ）
A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4
C
A