高中化学必修2课件全集：第1章 第2节《元素周期律》

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1、第一章 元素周期表,第2节 元素周期律（课时1）,1. 掌握原子核外电子的排布规律,2. 元素性质与原子结构的关系,本课设计主线：原子结构原子结构递变规律元素性质递变规律课堂检测。首先借用“核外电子运动的视频导入课堂，并发出与本课知识相关的设问，讲述原子核外电子的排布，从电子层、电子的能量及电子排布三个角度共同分析，总结出原子核外电子的排布规律；同时依据材料总结原子的电子层排布、原子半径及化合价的排布规律，从而引出问题：结构与性质的关系，接着通过实验或数据，总结第同一周期或同一主族的元素金属性或非金属的递变规律，最后通过课堂练习巩固本课所学知识。 在讲述金属性及非金属的递变规律时，一定要依据实

2、验或数据，同时强调一定要学生明确判断金属性或非金属性的标准，让学生区别氢化物或最高价氧化物对应水化物的区别。,结论： 1. 在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动（速度接近光速）。 2. 电子的运动是有一定规则的。,核外电子运动,人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。,1. 电子层,2. 电子的能量,所有电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，能量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。,3. 核外电子的排布规律（分析表1-2）,一、原子核外电子的排布,核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由

3、里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。,稀有气体元素原子电子层排布,（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2,（2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。,（3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。,（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2,（2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。,（3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数能超过 32 。,（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。,核外电子的排布规律：,a. 四条规律相互

4、制约 b. 最外电子层中排满 8 个电子（He为2个电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构,1. 判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？,A、,B、,D、,C、,2. 根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；_ （2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；_ （3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；_,硅,硼,氖,表5-5 118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12,最外层电子数18,最外层电子数18,二、元素周期律,结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化

5、。,表5-5 18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,原子半径 大小,原子半径 大小,结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。,表5-5 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价,主要化合价：正价+10,主要化合价：正价+1+5，负价：-4 -1 0,主要化合价：正价+1+7，负价：-4 -10,结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。,为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？,随原子序数的递增,元素原子核外电子排布的周期性变化,决定了原子半径、化合价呈现周期性变化。,元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的

6、变化呈现周期性变化呢？,元素的金属性和非金属性的强弱根据什么来判断？,金属与水或酸反应越容易，金属性越强； 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物） 碱性越强，金属性越强； 金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。,元素金属性强弱判断依据:,非金属与H2化合越容易，非金属性越强； 气态氢化物越稳定, 非金属性越强； 最高价氧化物对应的水化物（含氧酸） 酸性越强，非金属性越强； 非金属与某些盐溶液反应置换另一非金属。,元素非金属性强弱判断依据:,镁的金属性比钠弱。,1. 实验,（1）镁与冷水和热水反应比较,钠比镁与水反应剧烈,（1）比较钠比镁与水反应的难易程度？,加热前，镁条表面附着 ，加热沸腾后有

7、冒出，溶液变 色。,少量无色气泡,较多无色气泡,粉红,镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。,镁的金属性比铝强。,（2）镁与铝与盐酸反应比较,有大量气泡产生，试管烫手，反应速度很快。,有大量气泡产生，试管烫手，反应速度快。,比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？,NaOH ( ),Mg(OH)2,Al(OH)3 ( ),浮于水面，熔成小球，四处游动，嘶嘶作响，溶液变红；与酸反应更为剧烈。,强碱,中强碱,两性氢 氧化物,所以： Na Mg Al 金属性逐渐 .,减弱,常温下和加热时，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出无色气体。,2. 讨论,上述实验证明，第三周期元素金属性、非金属性的递变规律

8、:,Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。,对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。, 同一周期元素,从左到右, 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。,4. 结论,减弱,增强,比较第三周期非金属与氢气反应条件及含氧酸的酸性强弱 (P16),3. 阅读,元素周期表中元素性质递变规律,相同,增多,从1-2或1-8,相同,从大到小,从小到大,从+1 - +7或-4 - -1,相同,减弱,增强,增强,减弱,失减弱，得增强,失增强，得减弱,氧化性增强，还原性减弱,还原性增强，氧化性减弱,碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强,碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱,生成由难渐易稳定性逐渐增

9、强,生成由易渐难稳定性逐渐减弱,元素周期律,方式,元素性质,变化趋势,结论,随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布,18 (H,He),元素原子半径,大小,元素化合价,+1+7 -4-10,元素金属性 与非金属性,金属性减弱 非金属性增强,呈现周期性变化,随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化 ，这叫做元素周期律。,1.某元素原子核外L层电子数是其它层电子数之和的2倍，则该元素的核电荷数为( ) A.6 B.8 C.12 D.16,AC,2. 下列变化的比较, 不正确的是( ) A.酸性强弱: HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3 B.原子半径大小: NaSO C.碱性强弱:

10、 KOHNaOHLiOH D. 还原性强弱: F-Cl-I-,D,第2节 元素周期律,课时2,第一章 元素周期表,1. 了解两性元素,2. 了解元素最高化合价与元素周期表位置的关系,3. 了解元素周期表及周期律在其他方面的应用,本课首先利用结构、位置与性质三者之间的关系导入新课，进而引出元素周期表及周期律在其他方面的应用；首先巩固元素周期表及周期律在元素位置、性质及结构方面的应用，然后再说明在元素金属性及非金属性方面的应用；再而介绍在元素的化合价判断方面的应用。最后简单介绍在其他领域的应用,元素周期表及周期律具体又有哪些应用呢？,一、元素的位、构、性三者之间的关系应用,1. 结构决定位置,原子

11、序数核电荷数 周期序数电子层数 主族序数最外层电子数,2. 结构决定性质,最外层电子数主族元素的最高正价数8负价数,最外层电子数和原子半径,原子得失电子的能力,元素的金属性、非金属性强弱,单质的氧化性、还原性强弱,3. 位置决定性质,二、金属与非金属性,分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：,同周期：从左到右，递变性,氧化性增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,原子半径逐渐增大,金属性逐渐增强,还原性逐渐增强,原子半径逐渐减小,非金属性逐渐增强,非金属性依次增强,什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强它们分别位于元素周期表中的什么位置？,三、

12、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系,(1)主族元素: 最高正价数 = 主族序数 = 最外层电子数 (2)非金属元素: 最高正价+最低负价= 8,四、其他应用（P18）,（1）预言未知元素并证实. （2）分界处找半导体材料. （3）在非金属区域找制农药元素. （4）过度区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料.,1. 硒是人体肝脏和肾脏的组成元素之一，现在含有元素硒(Se) 的保健品已经进入市场, 已知它与氧元素同族, 与K同周期, 关于硒的说法中不正确的是（ ） A.原子序数为34 B.最高价氧化物的水化物的分子式为H2SeO4 C.Se的非金属性比Br弱 D.气态氢化物的稳定性比硫化氢气体强,D,2. 有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素，V和Z元素原子的最外层都只有一个电子，W和Y元素原子的最外层电子数相等，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍，X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半。 由此可推知（填元素符号）： V是_、W是_、X是_、Y是_、Z是_,H O Al S K,