高中人教版 (新课标)第二节 元素周期律集体备课ppt课件

这是一份高中人教版 (新课标)第二节 元素周期律集体备课ppt课件，共29页。PPT课件主要包含了原子核，核外电子，同位素，元素周期律，主族元素的名称，原子半径，失电子，得电子，金属性，非金属性等内容，欢迎下载使用。
一、原子结构
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)
原子的符号：
例1：在 中有 个质子， 个中 子， 个电子，其质量数为 。
2、元素、同位素、核素
具有相同核电荷数(质子数)的同类原子的总称。
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。
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。
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)。
3、核素的相对原子质量
元素的相对原子质量
该元素各种核素的相对原子质量和其所占的原子个数百分比计算出来的平均值。
元素的近似相对原子质量
该元素各种核素的质量数和其所占的原子个数百分比计算出来的平均值。
M = A1×n1% + A2×n2% + A3×n3% + ……
4、原子核外电子的排布规律
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。
练习：写出前18号元素的元素名称、元素符号、并画出原子结构示意图(简图)。
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。
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？
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。
讨论4：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元素的金属性和非金属性有什么变化规律？
结论4：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元素由活泼金属过渡活泼非金属。当电子层数增加后，又是由活泼金属过渡到活泼非金属。既元素的金属性和非金属性也在呈现周期性变化。
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。
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。
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)。
周期序数等于电子层数。
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。
主族元素的核外 电子排布特点：
最外层1~2个电子，次外层8个电子
最外层 3 ~ 7 个电子。
主族元素的族序数＝其最外层电子数。
主族元素的最高正价＝其最外层电子数(族序数) 最低负价＝最外层电子数－8
第ⅠA 族(除H外)：碱金属元素 (锂Li、钠Na、钾K、铷Rb、铯Cs、钫Fr)
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P)
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。
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。
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
Na Mg Al Si P S Cl
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。 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
Na Mg Al
最高价氧化物对应的水化物
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
强碱 中强碱 两性氢氧化物
剧烈反应
Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物 的酸性
SiH4 低温分解
PH3 常温分解
H2S 加热分解
HCl 高温分解
SiO2 H2SiO3 很弱的酸
P2O5 H3PO4 中强酸
SO3 H2SO4 强酸
Cl2O7 HClO4 最强酸
2、同主族元素的递变规律
常温Na2O 加热Na2O2
常温K2O2 加热KO2
略带金色 柔软
结论：碱金属元素的原子结构上体现出相似性和递变性，引起了元素的性质上也体现出相似性和递变性。
暗处爆炸，HF很稳定
光照爆炸，HCl较稳定
加热反应，HBr较不稳定
持续加热发生可逆反应，HI不稳定
在 水 中 溶 解 度 较 小
在有机溶剂中溶解度较大
卤素单质之间的置换反应：
实验1：把氯水滴入到NaBr溶液中，再加入CCl4，振荡静置。
现象：溶液由无色变为橙黄色，加入CCl4振荡静置后溶液分 层，下层溶液为橙红色。
反应： Cl2 + 2Br- ＝ 2Cl- + Br2
实验2：把氯水滴入到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： 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。
反应： Br2 + 2I- ＝ 2Br- + I2
原子半径：rC > rA > rB 或 rC > rD > rB
金属性：C > B 非金属性：B > C
推广：左下角元素金属性强，右上角元素非金属性强
A和D原子半径相差不多，元素的性质也很相似。