2020-2021学年第二节 元素周期律课文ppt课件

这是一份2020-2021学年第二节 元素周期律课文ppt课件，共24页。PPT课件主要包含了物质结构与性质，原子核，核素同位素，原子结构，化学键，核外电子排布，元素周期表，元素周期律，离子键，共价键等内容，欢迎下载使用。

同主族元素性质相似性和递变性
同周期元素性质变化规律
1. 1869年，化学家门捷列夫（R）制出第一张元素周期表。
2. 原子序数 = 核电核数 = 质子数 = 核外电子数
3. 周期：元素周期表的七个横行叫做周期。
第一、二、三周期称为短周期，其它周期称为长周期。
4. 族：元素周期表的18个纵行叫做族。
族分为主族（A）、副族（B）、第Ⅷ族和0族。
1. 碱金属元素的性质
软,亮.轻.低(熔点).
（二）元素的性质与原子结构
单质的熔,沸点较低,颜色较深
H2 + X2 = 2HX（X=F、Cl、Br、I）
从氟到碘，反应从易到难，反应剧烈程度越来越弱。
生成的氢化物稳定性：HF > HCl > HBr > HI
2. 卤素单质氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2
通过比较碱金属单质与氧气、与水的反应，以及卤素单质与氢气的反应、卤素单质间的置换反应，得出结论：
元素的性质与________有密切的关系，主要与____________________，特别是______________有关。
同主族元素随着电子层数的增加，即在元素周期表中，同一主族从上到下，递变规律都有哪些？
得电子能力：失电子能力：金属性：非金属性：
a——代表质量数；b——代表核电荷数；c——代表离子的价态；d——代表化合价；e ——代表原子个数
a、b、c、d、e各代表什么？
3. 核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
4. 同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素。（同一种元素的不同核素互称为同位素）
2. 质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，该数值即为质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
如：1H、2H、3H；12C、14C
1. 元素：具有相同质子数的一类原子的总称。
（1）元素、核素与同位素的关系：
（2） 同位素的性质：
同位素的各核素的质子数相同，在元素周期表中占 。
天然同位素相互间保持
同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要的用途，如考古时利用（ ） 测定一些文物的年代，（ ）用于制造氢弹，利用（ ）育种，治疗癌症和肿瘤。
1. 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的是（ ） A. 1 B. 3 C. 5 D. 6
2. 33号元素是第__________周期元素；族序数是_______;最高正价是________。若用A表示该元素，其气态氢化物的化学式是________。
3. 在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是（　　） A．金属元素 B．稀有气体元素 C．非金属元素 D．无法确定为哪一类元素
K、L、M、最多能容纳的电子数为2、8、8，最外层电子数最多为8。
3. 原子核外电子排布的规律
1.从内层向外层，2.原子核外最外层电子数不超过 。
（当K层为最外层时不超过2个）
原子核外次外层电子数不超过18个；倒数第三层电子数不超过32个。
3.每层最多容纳的电子数2n2个。n=1,2,3,4时，最多可容纳的电子数分别是：
2. 1—20号元素原子核外电子排布的规律：
1～18号元素原子的核外电子层数和最外层电子数的变化规律：
从1～2号元素，即从氢到氦：有1个电子层，电子由1个增到2个，达到稳定结构； 从3 ～10号元素，即从锂到氖：有2个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构； 从11 ～18号元素，即从钠到氩：有3个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构。
2. 随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。
1. 随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化。
3. 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。
4. 从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数从1递增到7，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，即表现为：金属性逐渐减弱，非金属性依次增强。
元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化。
元素的性质周期性变化是元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 元素金属性和非金属性的递变 (见课本16页图1-9) (1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 ，非金属性逐 渐 (不包括稀有气体元素)。 (2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 (不包括稀有气体元素)。
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。（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｜=（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。
（1）是学习和研究化学的一种重要工具。（2）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。（3）启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。
3. 元素周期律及元素周期表的其他应用
1.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P
2.下列有关元素周期律的叙述，正确的是（ ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化
3. 据报道，月球上有大量3He存在。以下有关3He的说法正确的是（ ） A、原子核外有2个电子层 B、最外层电子层上有2个电子C、比4He多1个中子 D、比4He少1个质子
4.下列性质的递变中，正确的是( ) A、O、S、Na的原子半径依次增大 B、LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C、HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D、HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
1. 定义：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。
2. 形成范围：活泼金属与活泼非金属之间。
3. 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
4. 电子式：元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫做电子式。
5. 含离子键的化合物：NaCl、KCl、NH4Cl、NaOH等。
1. 定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
2. 形成条件：1）同种或不同种非金属元素原子结合；2)部分金属元素元素原子与非金属元素原子, 如AlCl3 ;FeCl3 ；
3.共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。
4. 共价键的存在：HCl、H2等，一些离子化合物中，如NaOH、Na2O2等。
5. 共价键可分为极性键和非极性键。
如：H—Cl、H—F键等为极性键；H—H、Cl—Cl键等为非极性键。
1. 定义；使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。
2. 离子键和共价键通称为化学键。
3. 化学反应的实质：旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
4. 分子间作用力；把分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力（又称范德华力）。比化学键弱得多。
5. 氢键：象NH3、H2O、HF分子间存在着比分子间作用力稍强的相互作用称为氢键。也比化学键弱得多。