高中化学第二节 元素周期律图文课件ppt

这是一份高中化学第二节 元素周期律图文课件ppt，共60页。PPT课件主要包含了必备知识·自主学习，合价都呈周期性变化，应后溶液加酚酞变红，白色沉淀不溶解，SiPSCl，元素周期律，关键能力·合作学习，原子结构的周期性变化，最外层电子数，第一周期1-2等内容，欢迎下载使用。
一、原子结构的周期性变化阅读图1～3,完成表格中内容:
结合图1、图2、图3完成下表:
核外电子排布、原子半径、化
【自主探索】(1)短周期元素从左到右,最高正价都是从+1递增到+7吗?提示:不是。氧元素没有最高正价(+6),氟元素没有正化合价。(2)(知识关联)我们已经学习了原子核外电子是分层排布的,那么电子层数越多半径一定越大吗?提示:不一定。同周期原子序数越大原子半径越小,同主族原子序数(电子层数)越大,原子半径越大,故电子层数多半径不一定大,如原子半径Li>Cl。
二、第三周期元素性质的递变1.钠、镁与水的反应
钠熔成小球,浮于水面,四处
游动,有“嘶嘶”的响声,反
加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,
加热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,
滴加酚酞溶液变为粉红色
2Na+2H2O====2NaOH+H2↑
2.氢氧化铝、氢氧化镁的性质探究(1)氢氧化铝和盐酸、氢氧化钠的反应
白色沉淀溶解,溶液变澄清
Al(OH)3+3H+==== +3H2O
Al(OH)3+OH- ==== +2H2O
(2)氢氧化镁和盐酸、氢氧化钠的反应
Mg(OH)2+2H+====Mg2++2H2O
(3)结论:①碱性:NaOH__Mg(OH)2__Al(OH)3;②金属性:Na__Mg__Al
3.Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
4.同周期元素性质递变规律
【自主探索】(1)向AlCl3溶液中逐渐加入足量的氢氧化钠溶液,会产生什么现象?提示:首先生成Al(OH)3,后Al(OH)3逐渐溶于氢氧化钠溶液,故现象为先产生白色絮状沉淀后逐渐溶解。
(2)(情境思考)日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀。
①铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使用,试说明原因。提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。②铝锅长时间盛放酸性或碱性食物容易腐蚀,为什么?提示:氧化铝具有两性,能与酸性或碱性食物缓慢反应,使氧化铝失去保护作用。
三、元素周期律1.元素性质与原子结构的关系
【自主探索】(知识关联)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。 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,对最外层电子的吸引能力依次增强,失电子能力依次减弱,得电子能力依次增强,故金属性依次减弱,非金属性依次增强。
　知识点一　元素周期表中主族元素的周期性变化规律 
【误区警示】(1)主族元素的最高正价=最外层电子数,但O、F除外。(2)一般只有非金属才有负价,且∣最低负价数值∣+∣最高正价数值∣=8。(3)比较元素的非金属性,可以通过最高价氧化物对应水化物的酸性比较,而不是氢化物溶液的酸性。例如已知酸性HCl>H2S,但是不能说明氯的非金属性比硫的强。
【合作探究】(1)(思维升华)硫酸为强酸,次氯酸为弱酸,据此能否确定非金属性硫大于氯?(宏观辨识与微观探析)提示:不能。判断元素的非金属性强弱可根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,而HClO中氯元素不是最高价。
(2)试根据非金属性的强弱,比较H2SiO3、H3PO4和HNO3的酸性强弱。(宏观辨识与微观探析)提示:P和N均为第ⅤA族元素,同主族随着原子序数的递增,非金属性逐渐减弱,故N的非金属性强于P; Si和P均为第3周期元素,同周期随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故P的非金属性强于Si, 根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强非金属性越强”反推可知酸性强弱顺序为HNO3>H3PO4>H2SiO3。
【典例示范】 【典例】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(　　)A.原子半径:d>c>b>aB.4种元素中b的金属性最强C.c的氧化物的水化物是强碱D.d单质的氧化性比a单质的氧化性强
【思维建模】解答“位——构——性”关系的综合应用的题目的步骤:第一步:根据题给信息,主要是元素的原子核外电子排布、化合价、元素性质的相对关系、元素周期表结构特点以及元素及其化合物的特殊性质,推断出元素的具体名称。第二步:确定各元素在周期表中的相对位置。第三步:根据元素周期律判断性质关系。
【解析】选B。由于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,则a的原子序数应为2或8;c所在周期数与族数相同,则c只能为Al,又由于d与a同族且d的原子序数最大,因此d与a只能为第ⅢA族以后的元素,故a的原子序数为8,为O,d为S;则b为Na或Mg。由于b、c、d在第3周期,则原子半径为b>c>d,d与a同主族,则原子半径d>a,故A项错误;同周期从左到右,金属性逐渐减弱,则金属性b>c,a、d为非金属,金属性较弱,故B项正确;c为Al,其氧化物的水化物为氢氧化铝,为两性氢氧化物,不是强碱,故C项错误;d与a属于第ⅥA族,分别为S和O,同一主族的非金属性从上到下逐渐减弱,因此a单质的氧化性比d单质的氧化性强,故D项错误。
【母题追问】(1)a、c、d形成的简单离子的半径大小顺序如何?提示:S2—>O2—>Al3+。a、c、d分别为O、Al、S,O2—与Al3+的核外电子排布相同,则半径O2—>Al3+,O2—与S2—处于同一主族,则半径S2—>O2—。
(2)写出a与c形成的化合物与d的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式。提示:Al2O3+6H+ 2Al3++3H2O。
【素养训练】元素周期表是元素周期律的具体表现形式,是学习化学的一种重要工具。过去,门捷列夫曾用元素周期律预言未知元素并得到了证实。下列关于元素周期律的叙述中不正确的是(　　)
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多,单核离子的氧化性依次增强B.P、S、Cl最高正化合价依次升高,对应气态氢化物的稳定性依次增强C.同周期元素的原子第ⅠA族金属性最强D.Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱
【解析】选C。Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次为1、2、3,其原子的还原性依次减弱,但离子的氧化性依次增强;P、S、Cl的最高正化合价分别为+5、+6、+7,由于P、S、Cl的非金属性依次增强,其所对应的气态氢化物的稳定性也依次增强;除第一周期外,同周期元素的原子第ⅠA族金属性最强;因Na、Mg、Al的金属性依次减弱,则它们的氢氧化物的碱性也依次减弱。
【加固训练】1.(2020·德州高一检测)除第一周期外,关于同周期主族元素的变化规律,下列叙述不正确的是(　　)A.从左到右,原子半径逐渐减小B.从左到右,元素原子的氧化性减弱,还原性增强C.从左到右,元素最高正价从+1递增到+7(0,F除外),负价由-4递变到-1D.从左到右,元素最高价氧化物对应水化物的碱性减弱,酸性增强
【解析】选B。同周期的主族元素从左到右,原子半径逐渐减小;氧化性增强,还原性减弱;金属性减弱,非金属性增强;最高正价从+1递增到+7(O,F除外),负价由-4递变到-1。由此可得B项错误。
2.有一种管道疏通剂,主要成分为铝粉和氢氧化钠混合粉末。工作原理:利用铝和氢氧化钠遇水反应放出大量的热,加快氢氧化钠对毛发等淤积物的腐蚀,同时产生氢气增加管道内的气压,利于疏通。
(1)已知铝单质与水难反应是由于生成的Al(OH)3难溶于水。阻止了铝与水的反应,那么铝单质与氢氧化钠溶液反应的原因是　_____________________。 (2)铝元素的金属性与钠元素的金属性相比,　　强,举例说明　__________。 (3)镓(Ga)是火法冶炼锌过程中的副产品,镓与铝同主族且相邻,化学性质与铝相似。下列有关镓和镓的化合物的说法正确的是　___(填字母序号)。 A.一定条件下,Ga可溶于盐酸和氢氧化钠B.常温下,Ga可与水剧烈反应放出氢气C.一定条件下,Ga(OH)3可与NaOH反应生成盐
【解析】(1)Al与水反应生成Al(OH)3,Al(OH)3难溶于水。阻止了铝与水的反应,但Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液,使铝与水的反应继续。(2)钠和铝在同一周期,随原子序数增大金属性逐渐减弱,碱性NaOH>Al(OH)3,可以说明金属性Na>Al。(3)由题干信息可知Al难与水反应,可以与氢氧化钠溶液反应,镓与铝同主族且相邻,化学性质与铝相似,故AC正确。答案:(1)Al(OH)3易溶于氢氧化钠溶液,使铝与水的反应继续　(2)钠　碱性NaOH>Al(OH)3(3)AC
　知识点二　微粒半径的比较 
【合作探究】1.(思维升华)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小吗?(宏观辨识与微观探析)提示:不是。比较同周期的原子半径时,往往只比较主族元素,因为非主族元素的原子半径的测量方法与主族元素不同。
2.(思维升华)根据原子半径变化的规律,原子半径最大的元素在元素周期表的左下角,原子半径最小的在元素周期表的右上角,对吗?提示:不对。原子半径最大的元素在元素周期表的左下角,原子半径最小的在元素周期表的左上角(氢原子半径最小)。
3.我们生活在化学世界中,某些元素在人体的细胞、组织和体液中大量富集,如大脑中含有丰富的Na、Mg、K,骨筋和骨组织中含有丰富的Li、Mg、K等。
(1)Li、Na、Mg、K原子半径大小关系是什么?提示:原子半径:LiMg。
【典例示范】【典例】下列粒子半径大小的比较中,正确的是(　　)A.Na+Al3+C.NaK+
【思维建模】解答本类试题思维流程如下:
【解析】选B。Na+、Mg2+、Al3+、O2-四种离子的核外电子排布相同,核电荷数越大,微粒的半径就越小,应是Al3+Al3+,故B项正确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al>S,C项不正确;D项中粒子半径K+>Na+,D项不正确。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小(1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。(2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。(3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【素养训练】微观粒子尽管微乎其微,小到肉眼无法观察到,但与宇宙天体有很多相似之处,其中之一是都存在半径问题。
(1)微粒半径与电子层数、核电荷数、电子数有什么关系?提示:电子层数越多、核电荷数越小、电子数越多,半径越大。(2)同周期元素中,原子半径最小的是哪族元素?提示:第ⅦA族元素。
(3)同一周期的阴离子和阳离子比较,哪个的半径更大?提示:阴离子与同周期的稀有气体的核外电子排布相同,阳离子与上周期的稀有气体的核外电子排布相同,故阴离子比同一周期的阳离子多一个电子层,故半径大于阳离子。
(4)比较下列各组微粒半径,正确的是　　　　　　　　　。 ①Clr(C)C.离子半径由小到大的顺序是r(C-)C
【解析】选B。由题意可知,A、B、C分别为S、Mg、F。A项中原子序数由大到小的顺序应为A>B>C;C项中离子半径由小到大的顺序应为r(B2+)B。
2.下列粒子半径之比小于1的是(　　)A.r(Na+)/r(Na)B.r(Cl-)/r(Cl)C.r(Na)/r(Mg)D.r(Ca)/r(Mg)
【解析】选A。A项,钠离子半径小于钠原子,因此比值小于1,故正确;B项,氯离子的半径大于氯原子,因此比值大于1,故错误;C项,同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,因此比值大于1,故错误;D项,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,因此比值大于1,故错误。
知识点三　金属性和非金属性强弱比较 1.金属性强弱的判断(1)据元素周期表判断。同一主族,从上到下:元素的金属性逐渐增强。(2)据金属活动性顺序判断。
金属单质的活动性减弱,元素的金属性也减弱。
(3)据单质及其化合物的性质判断。①金属单质与水或酸反应越剧烈,元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,元素的金属性越强。(4)金属单质间的置换反应。较活泼的金属将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来,如Zn+Cu2+====Zn2++Cu,则金属性:Zn>Cu。(5)据离子的氧化性强弱判断。金属阳离子的氧化性越强,元素的金属性越弱,如氧化性:Cu2+>Fe2+,则金属性:CuBr。(4)据离子的还原性强弱判断:非金属阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱,如还原性:Cl-I。
【规律方法】正确理解金属性、非金属性强弱比较(1)元素的非金属性强,其单质的活泼性不一定强。例如,N的非金属性强于P,但N2的活泼性没有P强。(2)比较金属性、非金属性强弱不能根据其反应中得失电子的数目多少来判断,应该根据得失电子的难易程度判断。
【典例示范】 【典例】(2020·泰州高一检测)到目前为止人们已发现或合成了118种元素,元素①～⑨在周期表中的位置如表所示(序号代表对应的元素)。
(1)②在周期表中的位置是　　　　　　　　　　　　。 (2)元素⑤、⑨中,原子半径大小顺序是　　　　　(用元素符号表示) 。 (3)⑤与⑨的氢化物稳定性强弱为　　　　　　　(填化学式)。 (4)能说明④的非金属性比⑧强的化学方程式为 　　　　　　　　　　。 
【解题指南】解答本题应注意以下两点:(1)根据周期表中的位置,确定各元素。(2)利用非金属性的强弱比较依据解决第(3)、(4)问。
【解析】根据元素在周期表中的位置可知元素①～⑨分别是H、C、N、O、F、Na、Mg、S、Cl。(1)②为碳元素,在周期表中位于第2周期ⅣA族。(2)元素⑤为F、元素⑨为Cl,同一主族,从上到下,原子半径增大,因此原子半径从大到小的顺序是Cl>F。(3)元素⑤为F、元素⑨为Cl,非金属性F>Cl,故氢化物的稳定性HF>HCl。(4)元素④为O,元素⑧为S。可利用反应S+O2 SO2验证。答案:(1)第2周期ⅣA族　(2)Cl>F(3)HF>HCl　(4)S+O2 SO2
【素养训练】(2020·宿迁高一检测)下列实验不能作为判断依据的是(　　)A.钠和铯分别与冷水反应的剧烈程度,判断钠和铯金属性强弱B.铁投入CuSO4溶液中,能置换出铜,钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜,判断钠与铁的金属活动性强弱C.硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀,判断碳酸与硅酸的酸性强弱D.根据Br2和I2分别与H2反应的难易,判断溴与碘的非金属性强弱
【解析】选B。A项,Na与铯均容易与冷水发生反应,反应剧烈程度不同,因此可以判断钠和铯的金属活动性强弱;B项,Na投入CuSO4溶液中,与水剧烈反应,不能置换出Cu,反而更加说明钠的金属性大于铁,B项错误;C项,元素的非金属性越强,其最高价的含氧酸的酸性就越强,根据强酸制取弱酸,由于能发生H2O+CO2+Na2SiO3====Na2CO3+H2SiO3↓,所以酸性H2CO3>H2SiO3;D项,根据反应Br2+H2 2HBr,I2+H2 2HI,元素的单质与氢气化合越容易,其非金属性就越强,因此能判断溴与碘的非金属性强弱。
【加固训练】(2020·南通高一检测)下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是(　　)①HCl比H2S稳定②HCl和H2S的水溶液前者的酸性强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S反应生成S⑤氯原子能得1个电子变成稳定离子,而硫原子能得两个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeSA.①②④　B.①②⑥C.②⑤D.①③⑤
【解析】选C。①元素的非金属性越强,对应的氢化物越稳定,HCl比H2S稳定,可说明非金属性:Cl>S,故①正确;②比较非金属性的强弱,应根据对应的最高价氧化物对应的水化物的酸性比较,不能根据氢化物的酸性进行比较,例如HF的酸性比HCl弱,但非金属性F大于Cl,故②错误;③元素的非金属性越强,对应的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,HClO4酸性比H2SO4强,可说明非金属性:Cl>S,故③正确;④Cl2能与H2S反应生成S,可说明氧化性:Cl2>S,单质的氧化性越强,对应元素的非金属性越强,故④正确;⑤不能以最外层电子数的多少判断非金属性的强弱,例如O的最外层电子数为6,I的最外层电子数为7,但O的非金属性大于I,故⑤错误;⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS,可说明氧化性:Cl2>S,单质的氧化性越强,对应元素的非金属性越强,故⑥正确。
同周期元素性质的周期性变化
第二、三周期：+1→+7
最高价氧化物对应水化物酸碱性
三言两语话重点 1.掌握元素周期律的内容和本质(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。(2)本质:元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。2.理解元素性质的2个递变规律(1)同周期(从左至右)