元素性质递变规律.pptVIP

原子序数 原子半径的变化 3～10 11～17 逐渐减小 逐渐减小 结论:(除稀有气体外) 在同一周期中，从左到右，原子半径逐渐减小； 在同一主族中，从上到下，原子半径逐渐增大。  微粒半径比较 1. 原子半径与离子半径关系： 原子半径相应的阴离子半径 原子 半径相应的阳离子半径 2.比较微粒大小的依据（三看） 一看电子层数：电子层数越多半径越大 如： NaNa+ 二看核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小。 如： S2- Cl- Ar K+ Ca2+;  三看核外电子数：电子层和核电荷数都相同时，核外电 子数越多，半径越大。 如： Cl-Cl; Fe2+Fe3+ 元素化合价 原子序数 化合价的变化 1～2 3～10 11～18 ＋1 0 ＋1 ＋5 －4 －1 0 结论： 同一周期，元素的主要化合价从左到右正价递增； 同一主族，元素的主要化合价相同。 ②元素周期律（元素主要化合价） 元素主要化合价的周期性变化 ①氧元素无正价，氟元素无正价， 金属元素无负价，惰性元素为零价。 ②元素的最高正价＝最外层电子数=主族序数 ③只有非金属才有负价， 且∣负价数值∣＋∣正价数值∣＝8。 即元素的负化合价＝最外层电子数－8 ＝ 主族序数－8 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 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 ②元素的金属性和非金属性的周期性变化 证明金属性 同条件下与水或酸越易反应则越强。 最高价氧化物所对应的水化物的碱性越强则越强 相互置换 根据元素周期表中的位置判断 证明非金属性 最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强则越强 与H2反应的条件和生成氢化物的稳定性 相互置换 依据元素周期表中的位置判断 金属元素性质 Na Mg Al 单质和水（或酸）的反应情况 最高价氧化物对应水化物碱性 跟冷水剧 烈反应 NaOH强碱 跟沸水反应 放H2；跟酸 剧烈反应放 H2 Mg(OH)2 中强碱 跟酸较为 迅速反应 放H2 Al(OH)3 两性 氢氧化物 结论： 金属性 NaMgAl 14Si 15P 16S 17Cl 对应氧化物 氧化物的水化物 酸性强弱 单质与H2反应条件 气态氢化物及稳定性 氢化物水溶液的酸性 结论 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 高温 加热 加热 点燃或光照 SiH4 PH3 H2S HCl 逐渐增强 逐渐增强 非金属性逐渐增强 11～18号元素性质的变化中得出如下的结论： Na Mg Al Si P S Cl Ar 同周期，由左至右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同主族，由上至下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 元素的性质随着元素原子序数的递增 而呈周期性的变化。这个规律叫做元 素周期律。 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。 元素周期表是对元素周期律的表述。 H He Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ne Ar K Rb Cs Fr Kr Xe Rn Ca Ga Ge As Se Br Sr In Sn Sb Te I Ba Tl Pb Bi Po At Ra H He Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Ne Ar 1S1 1S2 1S2 2S1 1S2 2S2 1S2 2S22p1 1S2 2S22p2 1S2 2S22p2 1S2 2S22p3 1S2 2S22p4 1S2 2S22p4 1S2 2S22p5 1S2 2S22p6 3S1 3S2 3S23p1 3S23p2 3S23p3 3S23p4 3S23p5 3S23p6 问题：1、每一周期元素原子的外围电子排布呈现什么样的变化规律？ 问题：2、稀有气体元素、非金属元素原子外围电子排布有什么特点？ 问题：3、过渡金属的外围电子排布有什么特点？有什么不同处？ 原子序数 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 符号 Sc T