高中化学(新教材)《元素周期律》课件

合集下载

化学必修元素周期表ppt课件

ppt课件.
41
总结:
碱金属的原子结构
Li Na K Rb Cs
1.相似性:
最外层上都只有一个电子
化学性质相似
1) 都易失电子表现强还原性
2) 化合物中均为+1价
核电荷数
2.递变性: 电子层数
原子半径
核对最外层电子的引力
失电子能力
还原性
金属性
(电子层数的影响大于核电荷数的影响)
很好逐渐增大（K特殊）单质的熔沸点逐渐降低
ppt课件.
40
通过比较碱金属单质与氧气、水的反应，我们可以看出，元素性质与原子结构有密切关系，主要与原子核外电子的排布，特别是最外层电子数有关。原子结构相似的一族元素，它们在化学性质上表现出
相似性和递变性。
在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
通过大量实验和研究,人们得出了如下结论:
碱金属元素原子的最外层都有１个电子，它们的化学性
质彼此相似，它们都能与水等非金属单质以及氧气反应,表现出金属性（还原性）.
4Li＋O2=2Li2O
2Na＋O2=Na2O2 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
上述反应的产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
49
卤族元素：氟（F）
F +9 2 7
氯（Cl）
Cl + 1 7 2 8 7
溴（Br）
Br +35 2 8 18 7
碘（I）
I +53 2 8 1818 7

高三化学总复习之元素周期律PPT课件

5
6
7
8
9
1 0
L K
8 2
3
11
1 2
III
B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII
IB
II 1 B3
1 4
1 5
1 6
1 7
1 8
M L k
18 8 2
最4 外
1 9
2 0
2 1
2 2
2 3
24
25
26
2 7
2 8
2 9
3 0
3 1
3 2
3 3
3 4
3 5
3 6
层5 电
3
71
3
82
3 9
4 0
4 1
增强
Rb Sr In Sn Sb Te I
酸性逐渐增强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
碱性逐渐增强
第20页/共31页
3.气态氢化物的热稳定性
热稳定性增强
热稳定性减弱
B CNO F
热
Si P S Cl
稳
定
As Se Br
性
Te I
增强
At
热稳定性减弱
第21页/共31页
一、核外电子排布与元素周期律
1.元素周期表的编制原则： (1)将电子层数相同的元素，按原子序数递
增的顺序从左到右排成横行——周期 (2)将最外层电子数相同的元素，按电子层
数递增的顺序从上到下排成纵行——族
1H
2He
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)

2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层，氧化性： Br2 > I2
上层无色，
下层紫色。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结：氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只有一个电子 2.递变性：核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件

(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原因。提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同族,下列叙述正确的是 ( )
第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子电子最外层序数层数电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的变化(稀有气体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最低化合价的变化
+1→0
变化。核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原核电荷数逐渐增大子电子层数相同结构原子半径逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类强碱碱性强弱结论

优秀课件——元素周期律(共45张PPT)

化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数决定元素的原子半径由________________
最外层电子数决定元素的化学性质主要由________________
最外层电子数决定元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外）负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】元素的性质随着原子序数的递增而呈怎样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中，电子是分层排布的。能量较低的电子运动在离核较近的区域，能量较高的电子运动在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大最主要因素影响原子半径大小的因素 ②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向

人教版高中化学选修三课件：第一章第二节第二课时元素周期律(29张PPT)

电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素

人教版高中化学必修二第一章第一节《元素周期表》课件(共15张PPT)

B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序数为 x+2 的元素肯定不会在（）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠，则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，制出了第一张元素周期表，这就是现代元素周期表的雏形。
第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数

_新教材高中化学第四章物质结构元素周期律第一节第一课时原子结构核素课件新人教版必修第一册

→F－：
。
[名师点拨] (1)最外层电子数排满 8 个(He 为 2 个)形成稳定结构，不易得失电子、化学性质稳定。 (2)原子核外电子排布规律是相互联系、相互制约的，不能孤立地理解或应用其中一部分。如 M 层不是最外层时，其容纳的电子数最多为 18 个，当 M 层为最外层时，其容纳的电子数最多为 8 个。 (3)原子形成离子时，核外电子数发生变化，但核内质子数不变。
提示：Na＋
与稀有气体 Ne 的核外电子排布相同；Cl－
与稀有气
体 Ar 的核外电子排布相同。
1．电子层在含有多个电子的原子中，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区
域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2．核外电子的分层排布在多电子原子中，电子的能量是不相同的。能量较低的，通常在离核较近的区域
第四章物质结构元素周期律
第一节原子结构与元素周期表
第一课时原子结构核素
[素养发展目标]
1．从微观视角认识原子的构成，了解元素、核素、同位素的含义。 2．了解原子核外电子排布规律，能画出 1～20 号元素的原子结构示意图，能根据
原子的结构特征确定元素，促进宏观辨识与微观探析化学核心素养的发展。
解析：4200Ca 和4220Ca 是质子数相同、中子数不同的两种核素，二者互为同位素，不属于同素异形体。
答案：B
3．(1)下列原子：162C、174N、11H、2113Na、21H、4200Ca、4109K、31H、164C 中，元素有________ 种，核素有________种，互为同位素的有________。 (2)18O2 与 16O2，二者的关系是________(填“互为同位素”“互为同素异形体”或 “属于同一种物质”)。解析：(1)题目提供的 9 种原子共 9 种核素，6 种元素，其中11H、21H、31H，126C、164C 分别互为同位素。 (2)18O2 和 16O2 是分子，属于同一种物质。答案：(1)6 9 11H、21H、31H；126C、146C (2)属于同一种物质

1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。 4．同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
1．C、N、O、F的最高正价是否依次增大？提示：否，O、F均无正价。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
提示
2．非金属元素的最高正价与最低负价有什么关系？
提示：非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和等于8(H、B、 O、F除外)。
学生自主学习
简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子如：Cl、Cl－及 Na＋。
1．同周期——“序大径小” (1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
元素周期律
[明确学习目标] 1.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。2. 理解元素周期律的内容和实质。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
23
学生自主学习
元素性质的周期性变化规律 1．元素原子核外电子排布的周期性变化
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
规律：随着
现 □02 从1到8
□01 原子序数
的递增，元素原子的最外层电子数呈
的周期性变化(第一周期除外)。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
2．元素原子半径的周期性变化
第二周期
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
第三周期
规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现
□03 由大到小的周期性变化。
学生自主学习
课时作业
2．同主族——“序大径大” (1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：碱金属：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，r(Li＋)<r(Na＋)< r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 3．同元素 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)<r(Na)；r(Cl－)>r(Cl)。
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
提示
3．如何通过实验证明H3PO4的酸性强于H2SiO3?
提示：向Na2SiO3溶液中加入H3PO4溶液，产生白色浑浊，则证明 H3PO4的酸性强于H2SiO3。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
提示
4．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和 HCl的稳定性。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
1 下列粒子半径大小比较正确的是( ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<S D．Cs<Rb<K<Na
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
[批注点拨]
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
第三周期元素性质的递变 1．钠、镁、铝金属性强弱比较
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
(1)钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是
□06 Na>Mg>Al
。
(2)钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序
□ 为 07 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 。 (3)钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为 □08 Na>Mg>Al 。
提示：元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si<P<S<Cl，所以它们氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
提示
5．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性减弱、非金属性增强的原因。
。
(3)硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为 □15 Cl>S>P>Si 。
3．同周期元素性质递变规律
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
元素周期律
1．内容元素的性质随着原子序数的递增而
□01 呈周期性的变化。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的
□02 核外电子排布
周
期性变化的必然结果。
提示：因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，原子失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，即元素的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
提示
23
课堂互动探究
知识点一简单粒子半径的大小比较
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
(1)硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为
□13 Cl2>S>P>Si 。
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
(2)硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序
□ 为
14 HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
3．元素化合价的周期性变化
学生自主学习
课堂互动探究
学习效果检测
课时作业
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 □04 周期性变化[每周
Байду номын сангаас
期：最高正价： □05 ＋1 → □06 ＋7 (第二周期为 □07 ＋5
)，负
价： □08 －4 → □09 －1 (稀有气体元素除外)]。
课时作业
[解析] 4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A错误；Na、Mg、Al、S 的原子半径依次减小，C错误；Na、K、Rb、Cs同属于第ⅠA族，其原子半径：r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3＋)，B项正确。