高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律课前预习课件ppt

这是一份高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律课前预习课件ppt，共60页。PPT课件主要包含了原子的结构，元素周期律等内容，欢迎下载使用。


质子、中子、电子的电性和电量怎样？
1个质子带一个单位正电荷
1个电子带一个单位负电荷
在含有多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳（运动）层，也称作电子层。
1 2 3 4 5 6 7……
K L M N O P Q……
（即不连续的壳层——该电子层模型称为洋葱式结构）
能量高的电子通常在离核较远的区域内运动，能量低的电子在离核较近的区域内运动。
（2）各电子层最多容纳的电子数是 2n2 (n 表示电子层)
（3）最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)
(n 表示电子层)
核外电子排布的上述规律并不是孤立的而是相互联系，相互制约的，不能孤立地机械套用。
［投影练习］判断下列示意图是否正确？为什么？
核外有10个电子的粒子:分子:阳离子:阴离子:
CH4；NH3;H2O;HF;Ne
NH4+;H3O+;Na+;Mg2+;Al 3+
1.运用核外电子排布规律画出1～18号元素的原子结构示意图，然后分析、归纳出各周期元素的最外层电子排布和主要化合价的递变规律。
二　元 素 周 期 律
3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的递增，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的递增，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素原子的核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构
最外层电子数与原子序数柱形图
１．元素原子的核外电子层排布规律
从表中的数据看，你认为元素的原子半径随原子序数的递增呈现什么规律性的变化?
观察与思考： 无氖、氩的数据 14页
２．元素原子半径变化的规律性
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半 径呈现周期性的变化
元素的主要化合价与原子序数柱形图
3．元素的主要化合价变化的规律性
+1 → +7
-4 → -1 0
+1 → +5
【科学探究】 以第三周期元素为例来探讨 同一周期元素—金属性、非金属性的递变规律
4. 同一周期元素—金属性、非金属性的递变规律
Na Mg Al Si P S Cl Ar
想一想. 元素金属性、非金属性强弱的判断方法
元素原子失去电子能力强弱的判断方法
１．元素的单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度．反应越容易发生，元素的原子失电子能力越强．元素的金属性越强２．元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱．一般来说，碱性越强，元素的原子失电子能力越强．元素的金属性越强 3 . 单质的还原性强弱.单质的还原性越强，元素的金属性越强.。
本质:气态原子越容易失去电子、元素金属性越强
2.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
1.单质与H2生成气态氢化物越容易，生成的气态氢化物越稳定，非金属性越强
本质：原子越容易得到电子，元素非金属性越强
元素原子得到电子能力强弱的判断方法
3.单质的氧化性强弱。单质的氧化性越强，元素的非金属性越强
与冷水反应缓慢；与沸水反应迅速，产生气体，溶液变浅红色
（2）镁、铝与稀盐酸的反应
反应很剧烈，产生大量气泡
与盐酸反应，镁比铝剧烈
易 → 难
强 → 弱
磷蒸气与氢气能反应 相当困难
非 金 属 性 逐 渐 增 强
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
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,随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化
元素的性质（核外电子层排布、原子半径大小、主要化合价、元素的金属性与非金属性）随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这一规律叫做元素周期律！
通过大量事实，人们归纳出一条规律
核外电子排布呈周期性变化
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 －4→－1
元素金属性、非金属性变化
（2）元素周期律的实质
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子层排布周期性变化的必然结果。
→电子层数相同，核电荷数逐渐增多
得电子能力逐渐增强
同一周期元素,从左到右,随着原子序数的递增， 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
→最外层电子数相同，核电荷数逐渐
增多→原子半径逐渐增大→
由第一节的学习，知道同一主族元素，在性质方面表现出一定的相似性和递变性。
得电子能力逐渐减弱
同一主族元素,从上到下,随着原子序数的递增，金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
∮1. 元素周期表中元素的性质呈现出怎样的变化性？
同周期元素,从左到右,随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
同主族元素,从上到下,随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
1、元素周期表中金属元素与非金属元素的分区
三、元素周期表和元素周期律的应用
周期表中元素性质的递变规律
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的什么位置？
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
铯元素的金属性最强，氟元素的非金属性最强。
氢氧化铯的碱性最强，氟化氢的稳定性最强。
∮2. 观察下表，仔细分析、归纳元素的主要化合价与原子最外层电子排布、主族序数之间存在怎样的联系？
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
主族序数ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族
（1）价电子：（2）主族序数= =主族元素最高＿ 数（3）｜最高正价｜+｜最低负价｜= 非金属元素（氢、氧无最高正价 、氟除外）（4）特殊：氧元素的化合价一般是 价，而氟元素 正化合价。 元素只有正化合价而无负价。
最外层电子 P17
主族序数=最外层电子数
最高正化合价=最外层电子数=主族序数
最高正价—8=最低负化合价
决定元素金属性、非金属性的强弱
同 位 同 化 性
左 右 → 递 变 性
相 似 性
递 变 性 金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱
（1） 哲学上有力证明了事物变化中量变引起质变的规律
（2）在自然科学方面元素周期表为发展物质结构理论提供了理论依据，为新元素的合成、预测新元素的结构、性质提供了指导方向和线索。元素周期律和元素周期表为其他自然科学的研究提供了一种重要工具。
4、元素周期表和元素周期律的意义
根据元素周期表预言新元素的存在
类铝（镓）的发现：1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4 .7，而是5.9~6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。
类硅（锗）的发现 1886年德国化学家温克勒在分析硫银锗矿中发现了锗，为了纪念他的祖国——德国（German） ，将其命名为Germanium，以元素符号Ge表示。元素锗就是在1870年门捷列夫预言的基础上发现的。
（3）指导人们生产实践 ①农药的选择。 农药多数是含有F、Cl、S、P、N、As等元素的化合物。 As→P ②在过渡元素中寻找具有良好催化性能的催化剂（铁、铂、镍等）和耐高温、耐腐蚀的特种合金材料（IIIB→VIB如钛、钽、钼、钨）。
钛被称为继铁、铝之后的第三金属，也有人说“21世纪将是钛的世纪”。 　　　　　　　
③半导体材料的选择（硅、锗、镓、硒）硅→锗④矿物的寻找。
（4）元素周期表为学习化学提供了一种重要工具。
知识小结： 1.本堂课的内容以位、构、性三者之间的关系为重点。 2.位、构、性三者中两两之间的互推为本节的难点（位、构、性三者之间的关系是解题的关键，元素周期表中元素性质的递变规律是基础）。
P19 第4、5、7、8题
在目前发现的元素中，除了氢元素以外，半径最小的是何种元素。除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？
优化学案 第12页 练习3
教材 P19 第2、3题
若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是（ ）
X2Y3 : B2O3、B2S3、Al2O3、Al2S3、N2O3 X3Y2 : Mg3N2、Mg3P2