人教版 (2019)第二节 元素周期律课前预习课件ppt

这是一份人教版 (2019)第二节 元素周期律课前预习课件ppt，共28页。PPT课件主要包含了逐渐减小，原子半径的变化规律，影响因素，微粒半径大小的比较，最高化合价最低化合价，+4－4，+5－3，+6－2，+7－1，原子结构等内容，欢迎下载使用。

1、核外电子排布的变化规律
核外电子排布的变化规律
2、原子半径的变化规律
特殊说明：稀有气体元素的原子半径的测定方式不同,不具有可比性。
①电子层数（同主族）：电子层数越多，原子半径越大
②核电荷数（同周期）：
核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
③核外电子数（同元素）：
电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。
当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。
3~9、11~17号元素的最高正化合价与最低化合价。
元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低负价由－4到－1递增的变化。（O、F和稀有气体元素除外）
最高正化合价最低负化合价
结论：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。
3、元素化合价的变化规律
总结 ①元素最高正价 = 原子最外层电子数=主族序数　　 元素最低负价 = 原子最外层电子数—8 ②金属元素无负价；O无最高正价，F无正价
元素化合价与最外层电子数的关系
元素原子失电子的能力（还原能力）
元素原子得电子的能力（氧化能力）
元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？
4、元素的金属性和非金属性变化规律
（1）判断元素金属性强弱的依据比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱, 越易失去电子，金属性越强。
①元素在周期表中的位置：
同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱。例：金属性:Na>Mg>Al同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强。例：金属性：K>Na>Li
②单质与水或酸反应金属单质与水或酸（非氧化性酸）反应越剧烈，元素的金属性越强。例：Na与冷水反应剧烈，Mg 与冷水反应缓慢，则金属性： Na > Mg
③金属活动性顺序除第I A族、第IIA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶 液中置换出来。（强的置换出弱的）例：2Al + 3Hg (NO3)2 = 2Al(NO3)3 + 3Hg,则金属 性:Al>Hg
④金属阳离子氧化性的强弱金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。例：氧化性Na+ Mg
⑤最高价氧化物对应 水化物的碱性最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。例：碱性 NaOH > Mg(OH)2 则金属性:Na > Mg
1、取一小段镁带，用砂纸除去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
Na、Mg、Al金属性的比较
前：与冷水无现象加热后：出现大量气泡，红色明显
Mg + 2H2O ═ Mg(OH)2 + H2↑ (缓慢)
结论：镁的金属性比钠的弱
2、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去表面的氧化膜，放入两支试管中。各向试管中加入2mL盐酸。观察现象。
反应迅速，产生大量气泡
反应较慢，缓缓产生气泡
Mg + 2H+ ═ Mg2++H2↑
2Al +6H+ ═ 2Al3++3H2↑
结论：铝的金属性比镁的弱
Al(OH)3两性氢氧化物
金属性：Na>Mg>Al在第三周期中,随着原子序数的递增,元素金属性依次减弱
与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放出氢气。
（2）判断元素非金属性强弱的依据比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子能力的强弱, 越易得电子，非金属性越强。
①元素在周期表中的位置同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电 子,非金属性越强。 例：非金属性:F>O>N同主族元素从上到下，原 子半径越大，越不易得到 电子,非金属性越弱。 例：非金属性：F>Cl > I
②单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强。H2 +F2 = 2HF、H2 +Cl2 = 2HC1,则非金属性: F>Cl 稳定性HF > HCl > HBr > HI,则非金属性：F>Cl>Br>I
③非金属单质间的置换反应较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来例：Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 则非金属性:Cl > Br
④单质的氧化性或阴离子的还原性非金属元素的简单阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱,元素的非金属性越弱例：还原性S2- >Cl-，则非金属性:Cl > S
⑤与变价金属的反应根据与同一变价金属反应的难易程度，以及生成的化合物中金属元素的化合价高低进行判断。 反应越易发生，金属被氧化后的价态越高,则元素的非金属性越强。例：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 、Fe + S = FeS 则非金属性:Cl>S
⑥最高价氧化物对应水化物的酸性最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。例：酸性HClO4（高氯酸）> H2SO4 。则非金属性: Cl>S
Si 、 P、 S 、Cl 非金属性的比较
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
小结：根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
元素原子的电子排布呈现周期性变化元素原子半径呈现周期性变化元素化合价呈现周期性变化元素金属性、非金属性呈现周期性变化
也就是元素的性质呈现周期性变化
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
核电荷数递增,原子半径逐渐减小，
核对核外电子的吸引能力逐渐增强
失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，
金属性减弱, 非金属性增强。
最高价氧化物的水化物碱性减弱, 酸性增强.
气态氢化物稳定性逐渐增强
元素周期律: 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化
元素周期律的实质:元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律