高中化学必修二1.2《物质结构-元素周期律》ppt

M = A1×n1% + A2×n2% + A3×n3% + ……
4、原子核外电子的排布规律
低
高
+KL M N O P Q
2 8 18 32
① 按照能量由低到高，分层排布。
② 每层上最多能够容纳的电子数为2n2。
③ 电子总是先占据能量较低的电子层，然后再占据能 量较高的电子层。且最外层不超过8个电子，次外层不 超过18个电子，倒数第三层不超过32个电子。
难
易
气态氢化
SiH4
PH3
物稳定性： 低温分解 常温分解
弱
最高价氧 化物对应 的水化物 的酸性
SiO2 H2SiO3 很弱的酸
弱
P2O5 H3PO4 中强酸
非金属性： 弱
H2S 加热分解
SO3 H2SO4 强酸
HCl 高温分解
强
Cl2O7 HClO4 最强酸
强
强
2、同主族元素的递变规律
①、碱金属元素
金属
Sb Te Po At
强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
副族元素的核外电子排布特点：最外层1~2个电子， 次外层9~18个电子。
副族元素的价电子一般比较复杂，发生反应时可失去 最外层上的电子，还可能失去次外层上的电子，甚至 会失去倒数第三层的电子，因此副族元素一般都具有 多种可变的化合价。
副族元素的族序数一般等于其价电子数
③ 第Ⅷ族：第 8、9、10 三个纵行的元素。
周期序数等于电子层数。
短周期：第1、2、3周期(所含元素的种数较小)。
长周期：第4、5、6周期(所含元素的种数较多)。
不完全周期：第7周期(元素还没有完全被发现)。
三、元素周期表的结构
2、族：把最外层电子数相同的元素排在同一纵行， 称为同族元素。
① 主族(A)：第1、2、13、14、15、16、17纵行的元素， 分别为第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。
层，下层溶液为紫红色。
反应： Cl2 + 2I- ＝ 2Cl- + I2
实验3：把溴水滴入到KI溶液中，再加入CCl4，振荡静置。 现象：溶液由无色变为棕黄色，加入CCl4振荡静置后溶液分
层，下层溶液为紫红色。
反应： Br2 + 2I- ＝ 2Br- + I2
3、“对角”规 则
A
B 原子半径：rC > rA > rB 或 rC > rD > rB
讨论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子半径有什么变化规律？
结论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子核对电子的引力逐渐增加，原子半径逐渐减小。当 电子层数增加后，原子半径又逐渐减小。 既原子半径呈现周期性变化。
讨论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元 素的主要化合价有什么变化规律？
O
18 8
O
12 6
C
13 6
C
14 6
C
同位素之间的物理性质相差较大， 但化学性质几乎完全相同。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
叫做一种核数。 元素的种类是由质子数决定的。
核素(原子)的种类是由质子数和中子数共同决定的。
现在我们发现了120多种元素，但我们却发现了1000 多种核素(原子)。
氩Ar
+11 2 8 1 +12 2 8 2 +13 2 8 3 +14 2 8 4 +15 2 8 5 +16 2 8 6 +17 2 8 7 +18 2 8 8
讨论1：前18号元素的核外电子排布有什么变化规律？
结论1：随着核电荷数的逐渐增加，电子层数的逐渐增 加，最外层电子数由1增加到8，又重复由1增加到8。 既核外电子排布呈现周期性变化。
Na Mg Al Si P S Cl
原子半径： 大
小
失电子： 易
难
得电子： 难
易
金属性： 强
弱
非金属性： 弱
强
金属性：金属原子失去电子的性质(金属单质的还原性)
• 金属性强弱的比较方法 ① 从水中或酸中置换出 H2 的难易程度。
越容易置换出 H2 说明该金属的金属性越强。 ② 最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
副族元素和第Ⅷ族元素都是金属元素，称为过渡金属
④ 第 0 族：第 18 纵行的元素。
0 族元素最外层电子数均达到饱和(氦为2，其余均为8)， 因此它们的化学性质稳定，一般不与其他物质反应，称 为 0 族元素，也就是稀有气体元素。
四、元素周期表中的“位”、“构”、“性”递 变规律
1、同周期元素的递变规律
持续加热发生可逆反应， HI不稳定
弱
卤素单质的物理性质
单质 色态
F2
淡黄绿 气体
Cl2
黄绿 气体
深棕红
Br2 液体
(易挥发)
I2
紫黑 固体
(易升华)
熔沸点 溶解性
低 在在
水有
中
机 溶
溶剂
解中

度 较
溶 解 度
小较
高
大
溴水：橙黄色
溴的CCl4：橙红色 碘水：棕黄色 碘的CCl4 ：紫红色
卤素单质之间的置换反应：
原子的符号：ZAX
例1：在
35 17
Cl
中有
17
个质子， 18
个中
子， 17 个电子，其质量数为 35 。
2、元素、同位素、核素 元素：具有相同核电荷数(质子数)的同类原子的总称。 同位素：质子数相同而中子数不同的同种元素原子之
间互称为同位素。
1 1
H
H氕
2 1
H
D氘
3 1
H
T氚
16 8
O
17 8
二、元素周期律
随着原子序数的递增，元素核外电子排布的周 期性变化，元素的性质也呈现周期性变化的规 律叫做元素周期律。
原子 电子 最外层 原子半径 主要 序数 层数 电子数 的变化 化合价
金属性非金属 性的变化
1~2 1
1→2 ----------- ----------- -----------
3~10 2
第ⅣA 族：碳族元素 (碳C、硅Si、锗Ge、锡Sn、铅Pb) 第ⅤA 族：氮族元素 (氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi)
第ⅥA 族：氧族元素 (氧O、硫S、硒Se、碲Te、钋Po)
第ⅦA 族：卤族元素 (氟F、氯Cl、溴Br、碘I、砹At)
② 副族(B)：第3、4、5、6、7、11、12纵行的元素， 分别为第ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 、ⅠB、ⅡB族。
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
质子 +
原子核
原子
中子
核外电子 -
原子核的体积很小，质量很大，原子的所有质 量几乎全部集中在原子核上。
核外电子的质量很小，但占据的空间却很大， 绕着原子核作高速旋转。
1、一组数量关系 原子序数 = 质子数 = 核电荷数 = 核外电子数
质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)
①、碱金属元素
颜色状态 熔沸点 结论：
锂Li +3 2 1
银白，柔软 较低 高 碱金属元素 的原子结构
钠Na +11 2 8 1
银白，柔软 较低
上体现出相 似性和递变
钾 K +19 2 8 8 1 银白，柔软 较低
性，引起了 元素的性质
铷Rb +37 2 8 18 8 1 银白，柔软 较低
上也体现出 相似性和递
1→8 大→小 逐渐升高 金属→非金属
11~18 3
1→8 大→小 逐渐升高 金属→非金属
三、元素周期表的结构
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化， 我们就以原子序数为依据，把所有的元素排列在一张 表中，就得到元素周期表。 1、周期：把电子层数相同的元素排在同一横行，称为 同一周期的元素。
碱性越强，说明该金属的金属性越强。 ③ 相互之间的置换反应。
金属性强的金属能够置换出金属性弱的金属
非金属性：非金属原子得到电子的性质 (非金属单质的氧化性)
• 非金属性强弱的比较方法 ① 与H2 化合的难易程度及生成气态氢化物的稳定性。
越容易与H2 化合说明非金属性越强 生成的气态氢化物越稳定说明非金属性越强 ② 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。 酸性越强，说明该非金属的非金属性越强。 ③ 相互之间的置换反应。 非金属性强的单质能够置换出非金属性弱的单质
1、同周期元素的递变规律
Na
Mg
Al
与水反应： 与冷水剧烈反应 与热水反应 与沸水反应
与酸反应： 剧烈反应
反应较快 反应较慢
易
难
最高价氧 化物对应 的水化物
NaOH 强碱 碱性强
金属性： 强
Mg(OH)2 Al(OH)3 中强碱 两性氢氧化物
碱性弱
弱
1、同周期元素的递变规律
Si
P
S
Cl
与H2反应： 高温反应 高温反应 加热反应 燃烧或爆炸
原子半径 金属性 与水反应 与O2反应
锂Li +3 2 1
小
弱
较慢 加热Li2O
钠Na +11 2 8 1
较快
常温Na2O 加热Na2O2
钾 K +19 2 8 8 1
剧烈
常温K2O2 加热KO2
铷Rb +37 2 8 18 8 1
爆炸
铯Cs +55 2 8 18188 1 大
强
爆炸
钫Fr
2、同主族元素的递变规律
结论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，最 外层电子数逐渐增加，元素的主要化合价逐渐升高。 当电子层数增加后，元素的主要化合价又逐渐升高。 既元素的主要化合价呈现周期性变化。