人教版高中化学必修二--第一章第二节元素周期律 （共21张PPT）
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学必修二--第一章第二节元素周期律 （共21张PPT） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 2.0MB | ||
| 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 | 2020-04-01 21:10:52 | ||
图片预览
文档简介
(共21张PPT)
核外电子的排布
在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
（1）原子核外电子的排布
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
K L M N O P Q
如图所示：核电荷数为1—20的元素原子核外电子层排布
观察：稀有气体元素原子电子层排布
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He
10 氖 Ne
18 氩 Ar
36 氪 Kr
54 氙 Xe
86 氡 Rn
（2）核外电子排布的规律
①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个
A. 能量最低原理
原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律
注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。
如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，
而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。
2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布
3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 B、
C、 D、
+19 2 8 9
+12 2 10
+3 1 2
+54 2 8 18 20 6
练习:
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ）
A、Li B、Si C、Al D、K
B
B
X
X
X
X
X
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、金属性非金属性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
结论一：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
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
结论二：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。
探究： 化合价与最外层电子数关系
原子半径递变图
结论三：随着元素原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
微粒半径大小的比较
同种元素的微粒
核电荷数、电子层数、电子数皆不相同的微粒
r(阴离子)＞r(原子)＞r(阳离子)
r(低价离子)＞r(高价离子)
从上到下，元素相应原子、离子半径越大
r(阴离子)＞r(阳离子)
原子序数越大，元素相应原子、离子半径越小
电子层结构相同的不同微粒
一看电子层数；二看核电荷数；三看电子数
例1：下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P
例2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是
A. r（Cl） / r（F） B. r（I-）/r（I）
C. r(Mg2+)/(Na+) D. r(F-)/r(Cl-)
例3：下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是
A. NaF B.LiI C. CsF D. LiF
AB
AB
B
同周期元素金属性和非金属性的递变规律
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
H2SiO3
极弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
非金属单质与氢气反应
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
金属性和非金属性递变
两性氢
氧化物
稀 有 气 体 元 素
很不
稳定
SiH4
不稳定
PH3
稳定
HCl
H2S
不很
稳定
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
气态氢化
物稳定性
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快
盐酸剧烈 沸水较慢
盐酸
较快
1.元素性质的周期性变化
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——元素周期律
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
随着原子序数的递增：
（1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
（2）元素原子半径呈现周期性变化
（3）元素主要化合价呈现周期性变化
（4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
2. 元素周期律
3. 元素周期律的实质
元素周期律
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数
主族序数=最外层电子数
同位素－化学性质相同
相似性
递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)
同周期
同主族
递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
电子层数
最外层电子数
金属性、非金属性强弱
(主族)最外层电子数
= 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
原子结构
表中位置
元素性质
原子结构决定元素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
1、F 没有正价，O 通常不显示正价；
2、金属元素只有正化合价而无负价。
元素周期表的实际应用
在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质
根据周期表预言新元素的存在
2.寻找半导体材料
3.寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料
1.寻找用于制取农药的元素
在磷附近:含Cl、P、S、N、As等元素的化合物
在“折线”附近如：Ge、Si、Ga、Se
催化剂：MnO2 、TiO2、 Pt合金材料：钛、钽、钼、钨、铬
在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质
根据元素周期表预言新元素的存在
类铝（镓）的发现：
1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4.7，而是5.9~6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。
根据元素周期表预言新元素的存在
类铝（Ea） 镓（Ga）
（1871年门捷列夫预言） （1875年布瓦发现镓后测定）
原子量约为69 原子量约为69.72
比重约为5.9~6.0 比重约为5.94
熔点应该很低 熔点为30.1℃
不受空气的侵蚀 灼热时略起氧化
灼热时能分解水气 灼热时确能分解水气
能生成类似明矾的矾类 能生成结晶很好的镓矾
可用分光镜发现其存在 镓是用分光镜发现的
最高价氧化物Ea2O3 最高价氧化物Ga2O3
门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致
类硅（锗）的发现 1886年由德国的温克勒在分析硫银锗矿中发现的，把它命名为Germanium以纪念他的祖国——德国（German）。元素符号为Ge。元素锗就是在1870年门捷列夫预言的基础上发现的。
根据元素周期表预言新元素的存在
类硅（Es） 锗（Ge）
原子量约为72 原子量约为72.60
比重约为5.5 比重约为5.469
最高价氧化物EsO2 最高价氧化物GeO2
EsO2比重4.7 GeO2比重4.703
氯化物EsCl4液体 氯化物GeCl4液体
EsCl4比重 1.9 GeCl4比重 1.874
EsCl4沸点约90℃ GeCl4沸点83.0℃
门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致
核外电子的排布
在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
（1）原子核外电子的排布
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
K L M N O P Q
如图所示：核电荷数为1—20的元素原子核外电子层排布
观察：稀有气体元素原子电子层排布
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He
10 氖 Ne
18 氩 Ar
36 氪 Kr
54 氙 Xe
86 氡 Rn
（2）核外电子排布的规律
①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个
A. 能量最低原理
原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律
注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。
如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，
而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。
2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布
3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 B、
C、 D、
+19 2 8 9
+12 2 10
+3 1 2
+54 2 8 18 20 6
练习:
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ）
A、Li B、Si C、Al D、K
B
B
X
X
X
X
X
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、金属性非金属性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
结论一：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
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
结论二：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。
探究： 化合价与最外层电子数关系
原子半径递变图
结论三：随着元素原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
微粒半径大小的比较
同种元素的微粒
核电荷数、电子层数、电子数皆不相同的微粒
r(阴离子)＞r(原子)＞r(阳离子)
r(低价离子)＞r(高价离子)
从上到下，元素相应原子、离子半径越大
r(阴离子)＞r(阳离子)
原子序数越大，元素相应原子、离子半径越小
电子层结构相同的不同微粒
一看电子层数；二看核电荷数；三看电子数
例1：下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P
例2.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是
A. r（Cl） / r（F） B. r（I-）/r（I）
C. r(Mg2+)/(Na+) D. r(F-)/r(Cl-)
例3：下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是
A. NaF B.LiI C. CsF D. LiF
AB
AB
B
同周期元素金属性和非金属性的递变规律
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
H2SiO3
极弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
非金属单质与氢气反应
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
金属性和非金属性递变
两性氢
氧化物
稀 有 气 体 元 素
很不
稳定
SiH4
不稳定
PH3
稳定
HCl
H2S
不很
稳定
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
气态氢化
物稳定性
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快
盐酸剧烈 沸水较慢
盐酸
较快
1.元素性质的周期性变化
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——元素周期律
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
随着原子序数的递增：
（1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
（2）元素原子半径呈现周期性变化
（3）元素主要化合价呈现周期性变化
（4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
2. 元素周期律
3. 元素周期律的实质
元素周期律
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数
主族序数=最外层电子数
同位素－化学性质相同
相似性
递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)
同周期
同主族
递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
电子层数
最外层电子数
金属性、非金属性强弱
(主族)最外层电子数
= 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
原子结构
表中位置
元素性质
原子结构决定元素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
1、F 没有正价，O 通常不显示正价；
2、金属元素只有正化合价而无负价。
元素周期表的实际应用
在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质
根据周期表预言新元素的存在
2.寻找半导体材料
3.寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料
1.寻找用于制取农药的元素
在磷附近:含Cl、P、S、N、As等元素的化合物
在“折线”附近如：Ge、Si、Ga、Se
催化剂：MnO2 、TiO2、 Pt合金材料：钛、钽、钼、钨、铬
在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质
根据元素周期表预言新元素的存在
类铝（镓）的发现：
1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4.7，而是5.9~6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。
根据元素周期表预言新元素的存在
类铝（Ea） 镓（Ga）
（1871年门捷列夫预言） （1875年布瓦发现镓后测定）
原子量约为69 原子量约为69.72
比重约为5.9~6.0 比重约为5.94
熔点应该很低 熔点为30.1℃
不受空气的侵蚀 灼热时略起氧化
灼热时能分解水气 灼热时确能分解水气
能生成类似明矾的矾类 能生成结晶很好的镓矾
可用分光镜发现其存在 镓是用分光镜发现的
最高价氧化物Ea2O3 最高价氧化物Ga2O3
门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致
类硅（锗）的发现 1886年由德国的温克勒在分析硫银锗矿中发现的，把它命名为Germanium以纪念他的祖国——德国（German）。元素符号为Ge。元素锗就是在1870年门捷列夫预言的基础上发现的。
根据元素周期表预言新元素的存在
类硅（Es） 锗（Ge）
原子量约为72 原子量约为72.60
比重约为5.5 比重约为5.469
最高价氧化物EsO2 最高价氧化物GeO2
EsO2比重4.7 GeO2比重4.703
氯化物EsCl4液体 氯化物GeCl4液体
EsCl4比重 1.9 GeCl4比重 1.874
EsCl4沸点约90℃ GeCl4沸点83.0℃
门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致