元素周期律1-2课时.ppt

* 同周期元素性质的递变 以第三周期为例来探究： Na Mg Al Si P S Cl Ar 如何用结构观点解释？ 同周期元素，从左到右 → 电子层数相同，核电荷数增多 →原子半径减小 → 核对最外层电子的吸引能力增强 得电子能力逐渐增强 → 失电子能力逐渐减弱 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 猜测: * 取两段镁带， 用砂纸磨去表 面的氧化膜, 放入两支试管 中。分别向试 管中加入2mL 水,并滴入酚 酞溶液。将其 中一支试管加 热至水沸腾。 对比观察现象。 实验一 现象 化学方程式 镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 镁的金属性比钠弱 结论 Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 △ 与金属钠对比 * 取铝片和镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 和2mL 1mol/L 盐酸反应。 实 验 二 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。 镁的金属性比铝强 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 现象 化学方程式 结论 * Na Mg Al 单质与水（或酸）反应 与冷水反应: 与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放出氢气。 与酸反应： 最高价氧化物对应水化物碱性强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性 氢氧化物 剧烈 迅速 金属性 Na Mg Al * 氧化物 最高价氧化物的水化物 元素 14Si 15P 16S 17Cl SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 硅 酸 磷 酸 硫 酸 高氯酸 弱 酸 中强酸 强 酸 最强酸 非金属性：Si P S Cl * 非金属性：Si P S Cl 氢化物化学式 元素 14Si 15P 16S 17Cl 化合条件 稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃化合 很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定 * 结论 Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐 非金属性逐渐 减弱 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。 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: * 结论 同周期元素从左至右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 * H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强 元素的金属性和非金属性递变小结 * 随着原子序数的递增 元素原子的核外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 元素的化学性质呈现周期性变化 概念： 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化 本质：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。 元素周期律 二、元素周期律 * 随着原子序数的递增 元素周期律 决定了 归纳出 最外层电子数 1→8 （K层电子数 1→2） 核外电子排布呈周期性变化 引起了 化合价：+1→+7 －4→－1 （稀有气体元素为零） 元素性质呈周期性变化 原子半径 大→小 （稀有气体元素除外） 元素金属性与非金属性： 元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化 小结： 请再看说明2 * 第二节元素周期律 * 根据所给的一些数据，请你总结电子运动的特征： ①核外电子的质量：9.10×10-31kg ②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 km/s；氢核外电子2.2×108m/s ③乒乓球半径：4×10-2m；原子半径：n×10-10m * 1.核外电子运动特征 质量小，运动速度极快，运动空间范围小。 在含有多个电子的原子里，电子是如何运动的？ 问题： ——电子分别在能量不同的区域内运动 * 2.电子分层排布的原因： 电子的能量不同 3.电子分层运动的表示： 电子层（用n表示） 　　科学上把能量不同的电