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高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律图文ppt课件
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这是一份高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律图文ppt课件，共27页。
3.微粒半径的大小比较(详见定点1)
4.Al(OH)3的制备与Al(OH)3的两性(1)在试管中加入2 mL 1 ml·L-1的AlCl3溶液,然后滴加氨水至过量,观察到的实验 现象是产生白色胶状沉淀。反应的离子方程式是Al3++3NH3·H2O Al(OH)3↓+3N 。(2)将(1)中所得的Al(OH)3沉淀分装在两支试管中,向其中一支试管中滴加2 ml·L-1盐酸,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的离子方程式 为Al(OH)3+3H+= = = = Al3++3H2O。向另一支试管中滴加2 ml·L-1 NaOH溶液,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶 解,得到澄清溶液,反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-= = = = Al +2H2O。(3)结论:Al(OH)3是两性氢氧化物。5.元素金属性和非金属性的比较(详见定点2)
1.金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属区和非金属区分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现金属性,又能表现非金属性。
2.元素的“位、构、性”关系及应用(详见定点3)3.元素周期表和元素周期律的应用
知识辨析1.在短周期元素中,原子的电子层数越多,原子半径就一定越大。这种说法是否正确?不正确。短周期元素中,并不是原子的电子层数越多,对应原子半径就越大。如第二周期的Li原子的半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl原子的半径大。2.短周期元素的最高正价等于主族序数,也等于最外层电子数。这种说法是否正确?不完全正确。一般来说,短周期主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数,但O、F比较特殊,O元素无最高正化合价,F元素没有正化合价。3.原子得电子越多,其对应元素非金属性越强;原子失电子越多,其对应元素金属性越强。这种说法是否正确?不正确。元素的非金属性、金属性强弱与得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。如金属性:Na>Al,非金属性:Cl>S。
4.元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强。这种说法是否正确?不正确。有的元素存在多种不同价态的氧化物,能用来判断非金属性强弱的依据 是最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。5.金属元素不可能具有非金属性,非金属元素不可能具有金属性。这种说法是否 正确?不正确。元素的金属性、非金属性并不是完全分开的,处于金属区与非金属区分 界线附近的元素,既有一定的金属性,又有一定的非金属性。
1.同周期——“序大径小”同周期(稀有气体元素除外),从左到右,原子半径逐渐减小。如第三周期中:r(Na)> r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大” 同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。如:r(Li)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”带电荷数越多,粒子半径越小。如:r(Fe3+)r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
典例 比较下列各组微粒半径,正确的是 ( )①Cl
知识拓展 比较位于不同周期和主族的元素原子半径时,需另选一种元素原子参 照比较。如比较Rb和Ca的原子半径,因r(K)>r(Ca),r(Rb)>r(K),所以原子半径:r(Rb)>r(Ca)。
1.元素金属性的比较 比较元素金属性强弱,实质是看元素原子失去电子的难易程度,原子越易失 去电子,其金属性越强。具体判断方法:(1)根据金属活动性顺序判断:金属活动性顺序中越靠前,金属性越强。(2)根据单质的反应判断:单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素的金属性 越强。(3)根据最高价氧化物对应水化物的碱性判断:碱性越强,对应元素的金属性越强。(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置 换出来。如根据Fe+Cu2+ Fe2++Cu,可知金属性:Fe>Cu。(5)根据氧化性或还原性判断:单质的还原性越强或阳离子氧化性越弱,金属性越强。
(6)根据在周期表中的位置判断:一般来说,左边比右边或下方比上方元素的金属 性强。2.元素非金属性的比较 比较元素非金属性强弱,实质是看元素原子得到电子的难易程度,原子越易 得到电子,其非金属性越强。具体判断方法:(1)根据与H2反应难易:与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强。(2)根据氧化性或还原性判断:单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,非金属性越强。(3)根据最高价氧化物对应水化物的酸性判断:酸性越强,对应元素的非金属性越强。(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来。如根据Cl2+2Br- 2Cl-+Br2,可知非金属性:Cl>Br。(5)根据在周期表中的位置判断:一般来说,右边比左边或上方比下方元素的非金 属性强。
典例 下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是 ( )
思路点拨 解答本题需掌握元素金属性和非金属性的比较方法,在解答实际问题 时,能进行灵活分析与判断。
解析 与冷水反应越剧烈,金属单质越活泼,其元素金属性越强,即根据与冷水反 应,Na比Mg剧烈,可知金属性:Na>Mg,A项正确;最高价氧化物对应水化物碱性越 强,其元素金属性越强,B项错误;最高价含氧酸的酸性越强,其元素非金属性越强, 根据SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2,可说明酸性:H2SO3>H2CO3,而H2SO3不是S元 素的最高价含氧酸,则无法推出非金属性:S>C,C项错误;根据Cl2、I2与H2的化合反 应,可知H2与Cl2的化合比H2与I2的化合容易,可推断非金属性:Cl>I,D项正确。
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。
(1)根据原子或离子的结构示意图推断①已知原子结构示意图,则电子层数=周期数,最外层电子数=主族序数。如果已知离子的结构示意图,则需将其转化为原子结构示意图来确定。②电子层结构相同的微粒:阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体 元素的前面,阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周 期的左边位置,简称“阴前阳下”。(2)根据元素的特征来推断元素的位置:如根据“形成化合物最多的元素”“空 气中含量最多的元素”“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。(3)根据元素周期表中短周期特殊结构推断①元素周期表中第一周期只有两种元素:H和He,H元素所在的第ⅠA族左侧无元 素分布;②He为0族元素,0族元素为元素周期表的右侧边界,0族元素右侧没有元素分布。
典例 X、Y、Z、M、W均为短周期元素,它们在元素周期表中的相对位置如图所示。若M的原子序数是Y的2倍,下列说法中不正确的是 ( )
A.Z的气态氢化物比W的更稳定B.X的简单氢化物的水溶液显碱性C.简单离子半径:M
解析 Y、M为同主族元素,且M的原子序数是Y的2倍,则M为S元素,Y为O元素; 根据五种短周期元素在周期表中的位置,可确定X为N元素,Z为F元素,W为Cl元 素。由于非金属性:F>Cl,则气态氢化物的稳定性:HF>HCl,A项正确;N元素的简单 氢化物为NH3,其水溶液为氨水,氨水显碱性,B项正确;S2-和Cl-原子核外均有18个 电子,根据“核大径小”可知离子半径:S2->Cl-,C项错误;根据S元素原子最外层有 6个电子,可知S元素为第ⅥA族元素,D项正确。
1871年,门捷列夫预言:在元素周期表中一定存在一种元素,它紧排在锌的后 面,处于铝和铟之间。他将其称为“类铝”,并预测了它的性质。1875年,法国化 学家布瓦博德朗在分析闪锌矿时发现一种新元素,命名为镓,并将他测得的主要 性质公布于众,不久便收到了门捷列夫的来信,说镓的密度不是4.7 g/cm3而应该是 5.9~6.0 g/cm3。当时布瓦博德朗很疑惑,因为他是唯一掌握金属镓的人,门捷列夫 是怎样知道它的密度呢?经重新测定,镓的密度是5.94 g/cm3,结果使他大为惊奇。 他认真阅读了门捷列夫的周期律论文后,感慨地说:“我没有可说的了,事实证明门捷列夫这一理论的巨大意义”。
证据推理与模型认知——理论指导下探究元素性质的周期性变化规律
问题1 请从原子结构变化的角度解释,同周期主族元素随着原子序数的递增,金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强的原因。提示 同一周期主族元素的原子,核外电子层数相同,自左向右随着核电荷数的 递增,最外层电子数逐渐增加,原子核对最外层电子的吸引力增强,所以原子半径 逐渐减小,原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱。所以同一周期的主 族元素,从左向右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。问题2 根据同周期主族元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性。提示 同周期主族元素从左向右非金属性逐渐增强,气态氢化物的稳定性逐渐增 强,故SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性逐渐增强。
问题3 结合同周期、同主族元素原子半径的变化规律,总结怎样快速比较微粒半径的大小?提示 一看电子层数,最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。二看核电 荷数,当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。三看核外电子数,当电子层 数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。问题4 H2SO3的酸性比HClO的酸性强,能否证明S的非金属性比Cl强?提示 不能证明。H2SO3和HClO均不是对应元素的最高价氧化物的水化物。
跳出认识元素周期律的5个误区(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价,O无最高正价)。(2)误认为元素的非金属性越强,其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸,忽略了关键词“最高价”)。(3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难,得电子也难。(4)误认为得失电子数多的原子,得失电子的能力一定强。其实不然,不能把得失 电子数的多少与得失电子的能力混淆。(5)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第Ⅰ A族的H的最高正价为+1价,最低负价为-1价)。
例题 元素周期表是元素周期律的具体表现形式,下列有关物质性质的比较正确的是 ( )①同主族元素的单质从上到下,氧化性逐渐减弱,熔点逐渐升高②元素的非金属性越强,它的简单气态氢化物的热稳定性越弱③单质与水反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2④元素的非金属性越强,它的气态氢化物水溶液的酸性越强⑤还原性:S2->Se2-⑥酸性:HNO3>H3PO4A.①③ B.②④ C.③⑥ D.⑤⑥素养解读 本题以“元素周期表和元素周期律”知识为载体,考查物质性质的分 析比较,以提升学生运用所学理论知识解答实际问题的思维能力,培养学生的证 据推理与模型认知、科学探究与创新意识等学科核心素养。
信息提取 同主族元素自上而下,单质的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,据 此可分析同主族元素性质的递变等。如结合非金属性强弱,可分析其与H2化合的 难易程度,以及简单气态氢化物的稳定性等。解题思路 同主族元素的单质从上到下熔点不一定逐渐升高,如碱金属,从上到 下熔点逐渐降低,①不正确;元素的非金属性越强,简单气态氢化物的热稳定性越 强,②不正确;非金属性F>Cl>Br>I,单质与水反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2,③正 确;非金属气态氢化物水溶液的酸性与其非金属性的强弱没有必然联系,④不正 确;还原性:Se2->S2-,⑤不正确;非金属性N>P,则酸性HNO3>H3PO4,⑥正确,故选C。
3.微粒半径的大小比较(详见定点1)
4.Al(OH)3的制备与Al(OH)3的两性(1)在试管中加入2 mL 1 ml·L-1的AlCl3溶液,然后滴加氨水至过量,观察到的实验 现象是产生白色胶状沉淀。反应的离子方程式是Al3++3NH3·H2O Al(OH)3↓+3N 。(2)将(1)中所得的Al(OH)3沉淀分装在两支试管中,向其中一支试管中滴加2 ml·L-1盐酸,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的离子方程式 为Al(OH)3+3H+= = = = Al3++3H2O。向另一支试管中滴加2 ml·L-1 NaOH溶液,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶 解,得到澄清溶液,反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-= = = = Al +2H2O。(3)结论:Al(OH)3是两性氢氧化物。5.元素金属性和非金属性的比较(详见定点2)
1.金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属区和非金属区分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现金属性,又能表现非金属性。
2.元素的“位、构、性”关系及应用(详见定点3)3.元素周期表和元素周期律的应用
知识辨析1.在短周期元素中,原子的电子层数越多,原子半径就一定越大。这种说法是否正确?不正确。短周期元素中,并不是原子的电子层数越多,对应原子半径就越大。如第二周期的Li原子的半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl原子的半径大。2.短周期元素的最高正价等于主族序数,也等于最外层电子数。这种说法是否正确?不完全正确。一般来说,短周期主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数,但O、F比较特殊,O元素无最高正化合价,F元素没有正化合价。3.原子得电子越多,其对应元素非金属性越强;原子失电子越多,其对应元素金属性越强。这种说法是否正确?不正确。元素的非金属性、金属性强弱与得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。如金属性:Na>Al,非金属性:Cl>S。
4.元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强。这种说法是否正确?不正确。有的元素存在多种不同价态的氧化物,能用来判断非金属性强弱的依据 是最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。5.金属元素不可能具有非金属性,非金属元素不可能具有金属性。这种说法是否 正确?不正确。元素的金属性、非金属性并不是完全分开的,处于金属区与非金属区分 界线附近的元素,既有一定的金属性,又有一定的非金属性。
1.同周期——“序大径小”同周期(稀有气体元素除外),从左到右,原子半径逐渐减小。如第三周期中:r(Na)> r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大” 同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。如:r(Li)
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”带电荷数越多,粒子半径越小。如:r(Fe3+)
典例 比较下列各组微粒半径,正确的是 ( )①Cl
知识拓展 比较位于不同周期和主族的元素原子半径时,需另选一种元素原子参 照比较。如比较Rb和Ca的原子半径,因r(K)>r(Ca),r(Rb)>r(K),所以原子半径:r(Rb)>r(Ca)。
1.元素金属性的比较 比较元素金属性强弱,实质是看元素原子失去电子的难易程度,原子越易失 去电子,其金属性越强。具体判断方法:(1)根据金属活动性顺序判断:金属活动性顺序中越靠前,金属性越强。(2)根据单质的反应判断:单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素的金属性 越强。(3)根据最高价氧化物对应水化物的碱性判断:碱性越强,对应元素的金属性越强。(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置 换出来。如根据Fe+Cu2+ Fe2++Cu,可知金属性:Fe>Cu。(5)根据氧化性或还原性判断:单质的还原性越强或阳离子氧化性越弱,金属性越强。
(6)根据在周期表中的位置判断:一般来说,左边比右边或下方比上方元素的金属 性强。2.元素非金属性的比较 比较元素非金属性强弱,实质是看元素原子得到电子的难易程度,原子越易 得到电子,其非金属性越强。具体判断方法:(1)根据与H2反应难易:与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强。(2)根据氧化性或还原性判断:单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,非金属性越强。(3)根据最高价氧化物对应水化物的酸性判断:酸性越强,对应元素的非金属性越强。(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来。如根据Cl2+2Br- 2Cl-+Br2,可知非金属性:Cl>Br。(5)根据在周期表中的位置判断:一般来说,右边比左边或上方比下方元素的非金 属性强。
典例 下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是 ( )
思路点拨 解答本题需掌握元素金属性和非金属性的比较方法,在解答实际问题 时,能进行灵活分析与判断。
解析 与冷水反应越剧烈,金属单质越活泼,其元素金属性越强,即根据与冷水反 应,Na比Mg剧烈,可知金属性:Na>Mg,A项正确;最高价氧化物对应水化物碱性越 强,其元素金属性越强,B项错误;最高价含氧酸的酸性越强,其元素非金属性越强, 根据SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2,可说明酸性:H2SO3>H2CO3,而H2SO3不是S元 素的最高价含氧酸,则无法推出非金属性:S>C,C项错误;根据Cl2、I2与H2的化合反 应,可知H2与Cl2的化合比H2与I2的化合容易,可推断非金属性:Cl>I,D项正确。
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。
(1)根据原子或离子的结构示意图推断①已知原子结构示意图,则电子层数=周期数,最外层电子数=主族序数。如果已知离子的结构示意图,则需将其转化为原子结构示意图来确定。②电子层结构相同的微粒:阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体 元素的前面,阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周 期的左边位置,简称“阴前阳下”。(2)根据元素的特征来推断元素的位置:如根据“形成化合物最多的元素”“空 气中含量最多的元素”“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。(3)根据元素周期表中短周期特殊结构推断①元素周期表中第一周期只有两种元素:H和He,H元素所在的第ⅠA族左侧无元 素分布;②He为0族元素,0族元素为元素周期表的右侧边界,0族元素右侧没有元素分布。
典例 X、Y、Z、M、W均为短周期元素,它们在元素周期表中的相对位置如图所示。若M的原子序数是Y的2倍,下列说法中不正确的是 ( )
A.Z的气态氢化物比W的更稳定B.X的简单氢化物的水溶液显碱性C.简单离子半径:M
解析 Y、M为同主族元素,且M的原子序数是Y的2倍,则M为S元素,Y为O元素; 根据五种短周期元素在周期表中的位置,可确定X为N元素,Z为F元素,W为Cl元 素。由于非金属性:F>Cl,则气态氢化物的稳定性:HF>HCl,A项正确;N元素的简单 氢化物为NH3,其水溶液为氨水,氨水显碱性,B项正确;S2-和Cl-原子核外均有18个 电子,根据“核大径小”可知离子半径:S2->Cl-,C项错误;根据S元素原子最外层有 6个电子,可知S元素为第ⅥA族元素,D项正确。
1871年,门捷列夫预言:在元素周期表中一定存在一种元素,它紧排在锌的后 面,处于铝和铟之间。他将其称为“类铝”,并预测了它的性质。1875年,法国化 学家布瓦博德朗在分析闪锌矿时发现一种新元素,命名为镓,并将他测得的主要 性质公布于众,不久便收到了门捷列夫的来信,说镓的密度不是4.7 g/cm3而应该是 5.9~6.0 g/cm3。当时布瓦博德朗很疑惑,因为他是唯一掌握金属镓的人,门捷列夫 是怎样知道它的密度呢?经重新测定,镓的密度是5.94 g/cm3,结果使他大为惊奇。 他认真阅读了门捷列夫的周期律论文后,感慨地说:“我没有可说的了,事实证明门捷列夫这一理论的巨大意义”。
证据推理与模型认知——理论指导下探究元素性质的周期性变化规律
问题1 请从原子结构变化的角度解释,同周期主族元素随着原子序数的递增,金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强的原因。提示 同一周期主族元素的原子,核外电子层数相同,自左向右随着核电荷数的 递增,最外层电子数逐渐增加,原子核对最外层电子的吸引力增强,所以原子半径 逐渐减小,原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱。所以同一周期的主 族元素,从左向右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。问题2 根据同周期主族元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性。提示 同周期主族元素从左向右非金属性逐渐增强,气态氢化物的稳定性逐渐增 强,故SiH4、PH3、H2S、HCl的稳定性逐渐增强。
问题3 结合同周期、同主族元素原子半径的变化规律,总结怎样快速比较微粒半径的大小?提示 一看电子层数,最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。二看核电 荷数,当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。三看核外电子数,当电子层 数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。问题4 H2SO3的酸性比HClO的酸性强,能否证明S的非金属性比Cl强?提示 不能证明。H2SO3和HClO均不是对应元素的最高价氧化物的水化物。
跳出认识元素周期律的5个误区(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数(F无正价,O无最高正价)。(2)误认为元素的非金属性越强,其氧化物对应水化物的酸性就越强(HClO、H2SO3是弱酸,忽略了关键词“最高价”)。(3)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难,得电子也难。(4)误认为得失电子数多的原子,得失电子的能力一定强。其实不然,不能把得失 电子数的多少与得失电子的能力混淆。(5)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素(第Ⅰ A族的H的最高正价为+1价,最低负价为-1价)。
例题 元素周期表是元素周期律的具体表现形式,下列有关物质性质的比较正确的是 ( )①同主族元素的单质从上到下,氧化性逐渐减弱,熔点逐渐升高②元素的非金属性越强,它的简单气态氢化物的热稳定性越弱③单质与水反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2④元素的非金属性越强,它的气态氢化物水溶液的酸性越强⑤还原性:S2->Se2-⑥酸性:HNO3>H3PO4A.①③ B.②④ C.③⑥ D.⑤⑥素养解读 本题以“元素周期表和元素周期律”知识为载体,考查物质性质的分 析比较,以提升学生运用所学理论知识解答实际问题的思维能力,培养学生的证 据推理与模型认知、科学探究与创新意识等学科核心素养。
信息提取 同主族元素自上而下,单质的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,据 此可分析同主族元素性质的递变等。如结合非金属性强弱,可分析其与H2化合的 难易程度,以及简单气态氢化物的稳定性等。解题思路 同主族元素的单质从上到下熔点不一定逐渐升高,如碱金属,从上到 下熔点逐渐降低,①不正确;元素的非金属性越强,简单气态氢化物的热稳定性越 强,②不正确;非金属性F>Cl>Br>I,单质与水反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2,③正 确;非金属气态氢化物水溶液的酸性与其非金属性的强弱没有必然联系,④不正 确;还原性:Se2->S2-,⑤不正确;非金属性N>P,则酸性HNO3>H3PO4,⑥正确,故选C。
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