高中化学沪科技版（2020）选择性必修21.3元素周期律精品ppt课件

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仔细观察元素周期表，思考：构造原理与元素周期表之间存在什么关系呢？
我们知道：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。
科学家通过：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
1.认识元素周期表中区、周期和族的划分与原子核外电子排布的关系
2.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律
3.能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型
4.能举例说明元素周期律(表)的应用，了解元素周期律(表)的应用价值
核外电子排布与区、周期、族的划分
第一周期：从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素；
其余各周期：总是从ns能级开始，以np结束，从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数目；
若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表：
将2s2与p段末端对齐
每一横行叫一周期，共7个周期。
第四、五、六、七周期，每周期所含元素的种类数分别是 ：____、_____、_____ 、_____ 。
第一、二、三周期，每周期所含元素的种类数分别是：____、_____、_____。
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
①根据核外电子的排布分区按电子排布式中最后填入电子的 可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了_______能级而后再填充 能级而得名ds区。
【例1】s区、d区、p区分别有几个列。
s区有两列；d区有8列，p区有6列。
【例2】写出s区、p区、d区、ds区、f区价电子排布式的通式。
s区：ns1～2p区：ns2np1～6(He除外)d区：(n－1)d1～9ns1～2(钯除外)ds区：(n－1)d10ns1～2f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
②根据元素的金属性和非金属性分区
【例1】写出13Al、24Cr、26Fe、29Cu、30Zn、33As等元素原子的核外电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。①13Al：______________，_______________。②24Cr：___________________，_______________。③26Fe：___________________，______________。④29Cu：___________________，_______________。⑤30Zn：___________________，_______________。⑥33As：______________________，_______________。
1s22s22p63s23p1　 第三周期ⅢA族
1s22s22p63s23p63d54s1　 第四周期ⅥB族
1s22s22p63s23p63d64s2　 第四周期Ⅷ族
1s22s22p63s23p63d104s1　 第四周期ⅠB族
1s22s22p63s23p63d104s2　 第四周期ⅡB族
1s22s22p63s23p63d104s24p3　 第四周期ⅤA族
——在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。
①锂和镁的相似性a.锂与镁的沸点较为接近：
b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。
化学方程式：_______________________________、_________________________________
c.锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的氢氧化物难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。
d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。
e.锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
f.碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液： ； 。
c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
d.BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
Si＋2KOH＋H2O===K2SiO3＋2H2↑
2B＋2KOH＋2H2O ===2KBO2＋3H2↑
【例1】在元素周期表中，同族元素的 相同，这是同族元素性质相似的结构基础。ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、零族最外层电子排布的通式分别为_____________________________________________________________。
ns1、ns2、ns2np1、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5、ns2np6
【例2】从第四周期开始，比短周期多出的元素全部是金属元素的原因。
四、五周期多出来的各10种元素，它们的最外层电子数不超过2个，即为ns1～2(Pd除外)；而六、七周期比四、五周期又多出来的各14种元素，它们基态原子最外层也只有2个s电子，所以它们都是金属元素。
方法总结：根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
(n－1)d1～9ns1～2
ⅢA~ⅦA(外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1～2
ⅢB~ⅦB (外围电子数=族序数)
(n－1)d10ns1
(n－1)d10ns2
主族元素原子半径的周期性变化
原子半径的周期性的递变
电子的能层越多，电子之间的 使原子半径增大。
核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径 。
从左至右，核电荷数越大，半径_______。
从上到下，核电荷数越大，半径_______。
影响原子半径大小的因素
——原子或离子半径的比较方法
阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例如：r(Cl-)___r(Cl)r(Fe)___r(Fe2+)___r(Fe3+)
核电荷数越大，半径越小。
能层数越多，半径越大。
例如：r(Li+)__r(Na+)__r(K+)__r(Rb＋)__r(Cs+)r(O2-)__r(S2-) __r(Se2-)__ r(Te2-)
可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+)___r(Na+)____r(Mg2+)
例如：r(O2-)___r(F-)___r(Na+)__r(Mg2+)__r(Al3+)
【例1】下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )A.Na、K、Rb B.F、Cl、BrC.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D.Cl－、Br－、I－
【例2】下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )A.NaF D.KBr
粒子半径比较的一般思路
先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
元素第一电离能的概念与意义
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加 ，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1YF.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnYG.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
19.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_________________________________________________________________________。
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____