元素周期律PPT

D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列有关元素周期律的叙述正确的（ A ） 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
决定了
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 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周
元素周期律
期性的变化.
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( BC ) 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 ；
2、离子半径大小的比较
(1)同主族 从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大 (2)同周期主族元素 ①阴离子半径大于阳离子半径 ②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小 (3)具有相同电子层结构的离子 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+ 18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
负价=最外层电子数-8 主要化合价：正价 注意：F无正价，金属无负价
+1→+5，负价：-4 → -1 → 0 主要化合价：正价 +1→+7，负价：-4 →-1→0
元素化合价周期性递变图
+7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 -1 -2 -3 -4
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
3、同种元素的各种粒子半径大小比较
核外电子数越多，微粒半径越大 如：Fe＞Fe2+ ＞ Fe3+ ，Cl-＞Cl
4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子 半径大小比较
找出其他元素作参照对比判断 如Na+与S2-哪个大半径大小比较： 可选F-、Cl-来对比， 因为Na+<F-，S2->Cl-， Cl->F-，所以S2->Na+。
练习: 比较下列粒子半径的大小
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
在课本P14-15表中写出元素周 期表前三周期元素（1-18号）的 符号及原子的核外电子 排布（用 原子结构示意图表示）
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布 呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什么规 律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？
1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要 化合价
最外层电子数 1→2
最外层电子数 1→8
最外层电子数 1→8
结论： 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要 同周期元素随原子序数递增，原子半径逐渐
化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
结论： 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要 同周期元素随原子序数递增，化合价 化合价 呈周期性变化。 主要化合价：正价 主族元素最高正价 =最外层电子数=主 族序数 +1→0
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
非金属性强弱的比较 性质 Si 高温
P
磷蒸气与氢 气能反应
S 需加热
Cl 光照或点 燃
单质与氢
气反应条 件 含氧酸的 酸性
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
从氢化物的稳定性看 氢化物化 单质与氢气的化 元素 合条件 学式
结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气 的能力依次减弱。
2、最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 （ 两性氢氧） 化物
（ 强碱 ）
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。
再探元素周期律
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。 △ Mg + 2H2O ==== Mg(OH)2+H2↑
镁元素的金属性比钠弱
实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L） 盐酸反应。
主族元素原子半径的递变规律
主族 周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1
2 A. 同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体） B. 同主族元素： 从上到下原子半径逐渐变大
3
4
5
6
7
1、原子半径大小比较
(1)同主族 从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大 (2)同周期主族元素 从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---原子半径越来越小(零族除外)
3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列
的是（ D ）
D.Cl、Br、I
4.下列递变规律不正确的是（ C ） 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
弱酸
酸性强弱
单质与H2反应条件 高温
气态氢化物及稳定性
结论
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 加热 加热 点燃或光照 PH3 H2S HCl 稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
同周期中，随着原子序数的增加，元素的非金属性 逐渐增强。
同一周期元素
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
元素周期律
元素周期律—— 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。
实质：原子的核外电子排布周期性的 变化。
ⅠA 金 属 性 逐 渐 增 强 2 3
4 Li Na K
ⅡA
Be Mg Ca
ⅢA
B Al Ga
ⅣA
C Si Ge
ⅤA
N P As
ⅥA
O S Se
ⅦA
F Cl Br 非 金 属 性 逐 渐 增 强
5
6
Rb
Cs
Sr
Ba
In
Tl
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
I
At
金属性逐渐增强
元素性质的递变小结
元素性质 最外层电子数 电子层数 主要化合价 原子半径 失电子能力（金属性） 同周期（从左到右） 依次递增 相同 +1→+7 -4→-1 ↘ ↘ ↗ ↗ ↗ ↘ ↗ ↘ 由易到难 同主族（上到下） 相同 依次递增
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.
4.元素的金属性和非金属性递变小结 非金属性逐渐增强
小结：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比 较微粒半径的大小：
(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越
多，半径越大。
(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数
越大，半径越小。
(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电
子数越多，半径越大。
（四）元素金属性、非金属性的周期性变化 1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
14Si
氢化物的稳定 性 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4
高温下少量反应
15P 16S 17Cl
PH3
H2 S HCl
磷蒸气，困难
加热反应 光照或点燃
非金属性：Si<P<S<Cl
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物
最高价氧化物的水化物
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
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。
*** 化合价与最外层电子数关系
a、最高正价 = 最外层电子数
（氧，氟例外，氟无正价，氧无最高正价） b、最外层电子数大于或等于4则出现负价 c、负化合价数绝对值 = 8 – 最外层电子数 （金属元素无负化合价，H例外）
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↑
结论：镁元素的金属性比铝强
1、金属单质与水或酸的反应
与冷水剧 烈反应
与沸水反 应