苏教版 (2019)必修 第一册第一单元 元素周期律和元素周期表评课课件ppt

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1.了解元素周期表的结构。2.以碱金属和卤族元素为例,了解主族元素性质的递变规律,初步掌握元素性质与原子结构的关系,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。3.初步学会元素周期表的应用,能根据元素在元素周期表中的位置和原子结构分析、预测、比较元素及其化合物的性质,培养学生宏观辨识与微观探析的核心素养。4.体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物性质知识及科学研究中的重要作用,感受元素周期律与元素周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的价值。
【知识铺垫】1.元素周期律:元素的性质随着核电荷数递增呈现周期性变化。主要包括元素原子半径、主要化合价、元素的金属性和非金属性等呈现周期性变化。2.比较元素的金属性强弱,可以通过比较它的单质与水或酸反应置换出H2的难易。3.比较元素的非金属性,可以通过比较它们与氢气反应生成氢化物的难易,气态氢化物的稳定性,或它们最高价氧化物对应水化物的酸性。
【必备知识】1.元素周期表的结构(1)元素周期表有7个周期,一、二、三周期为短周期,四、五、六、七周期为长周期。
(2)18列,16个族(7个主族,7个副族,1个Ⅷ族,1个0族)。
|0族—最外层电子数为8(He为2) |Ⅷ族—周期表中第8、9、10三列
2.元素性质的递变规律(1)同周期从左到右,元素的金属性依次减弱,非金属性依次增强,原子半径依次减小。(2)同主族从上到下,元素的金属性依次增强,非金属性依次减弱,原子或离子半径依次增大。碱金属元素包括锂、钠、钾、铷、铯、钫,随着核电荷数增大,电子层数逐渐增加,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强,金属性逐渐增强,单质还原性逐渐增强,氢氧化物的碱性逐渐增强。卤族元素包括氟、氯、溴、碘等元素,随着核电荷数增大,电子层数逐渐增加,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱,非金属性逐渐减弱,单质的氧化性逐渐减弱,与氢化合的能力逐渐减弱,氢化物稳定性逐渐减弱。
3.分界线的应用金属与非金属之间的分界线左下侧是金属元素,右上侧是非金属元素,位于分界线附近的元素既有金属性又有非金属性,大多数可用来制作半导体材料。
【正误判断】判断下列说法是否正确,正确的打“√”,错误的打“×”。(1)元素周期表中同族元素最外层电子数相同,同周期元素电子层数相同。(　　)(2)ⅠA族元素又称碱金属。(　　)(3)最外层1个电子的元素(除H外)属于碱金属。(　　)(4)碱金属均会与水剧烈反应,发生爆炸。(　　)
(5)自然界中存在游离态的碘单质。(　　)(6)向氯水中逐滴加入碘化钾溶液,溶液颜色逐渐褪去。(　　)(7)随着电子层数逐渐增加,同族金属元素原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强。(　　)(8)元素在元素周期表中的位置可以体现元素的原子结构和元素的性质特点。(　　)(9)稀土元素多共生在同一矿物中。(　　)
【问题探究】1.元素周期表的编排规则是什么?提示 将已知元素中电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成行,将最外电子层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成列,就可以得到元素周期表。
2.元素周期表包含几个周期?每个周期有多少种元素?
3.元素周期表共有多少列?多少个族?哪些族有别称?
ⅠA族(除氢外):碱金属元素ⅣA族:碳族元素ⅤA称:氮族元素ⅥA族:氧族元素ⅦA族:卤族元素0族:稀有气体元素
【深化拓展】1.各周期元素种数
2.主族、副族及16个族排列顺序0族、主族(A):长周期和短周期元素共同形成的纵列。副族(B):只由长周期元素形成的纵列。
【素能应用】典例1X、Y、Z是元素周期表中相邻的三种短周期元素,X和Y同周期,Y和Z同主族,三种元素原子的最外层电子数之和为17,核内质子数之和为31,则X、Y、Z是(　　)A.Mg、Al、SiB.Li、Be、MgC.N、O、SD.P、S、O
答案 C解析 方法1,排除法:根据X、Y、Z是元素周期表中相邻的三种短周期元素,X和Y同周期,Y和Z同主族,先排除均为同周期的A项;根据三种元素原子的核内质子数之和为31,排除B项和D项,C项符合题意。方法2,罗列法:排出周期表中相邻的X、Y、Z元素的相对位置,有如下四种,其中设Y核内质子数为a:
变式训练 1-1我国的纳米基础研究能力已跻身于世界前列,如作为我国十大科技成果之一的RN就是一种合成纳米材料。已知该化合物的Rn+核外有28个电子,则R元素位于元素周期表的(　　)A.第三周期ⅤA族B.第四周期ⅢA族C.第五周期ⅢA族D.第四周期ⅤA族答案 B解析 根据纳米材料化学式为RN,氮元素显-3价,则Rn+为R3+,即R原子核外共有31个电子,R元素处于第四周期ⅢA族。
变式训练 1-2若下列图示为元素周期表中的一部分,元素M的原子序数为37的是(　　)
答案 B解析 19号元素位于第四周期ⅠA族,第四周期有18种元素,M的原子序数为19+18+1=38,A项错误;20号元素位于第四周期ⅡA族,所以M的原子序数为20+18-1=37,B项正确;同理可得C项中M的原子序数为26+18+1=45;D项中M的原子序数为17+18+1=36。
【问题探究】1.碱金属元素的原子结构有什么特点?预测有什么性质?提示 碱金属原子最外层均为1个电子,在化学反应中容易失去电子,所以金属性较强;随着核电荷数增加,电子层数增多,原子半径增大,失去电子能力增强,金属性增强。
2.如何通过实验比较碱金属元素的金属性?结论是什么?提示 碱金属与水反应的现象
结论:碱金属化学性质都比较活泼。由Li到Cs,随着电子层数增多,金属性逐渐增强。
3.简述碱金属元素的化学性质的相似性、递变性。提示 相似性。碱金属元素原子的最外电子层上都只有1个电子,在化学反应中容易失去电子,金属性较强,它们的单质有较强的还原性,氢氧化物的碱性较强。递变性:从Li到Cs,随着碱金属核电荷数的增加,原子的电子层数逐渐增多,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子失去电子的能力逐渐增强,即金属性逐渐增强,单质的还原性逐渐增强,氢氧化物的碱性逐渐增强。
【深化拓展】1.碱金属元素原子结构与性质之间的关系(1)相似性。氢氧化物→最高价氧化物对应水化物的化学式 为ROH,且均属于碱
(2)递变性(按从Li到Cs的顺序)。①与O2反应越来越剧烈,产物也越来越复杂。Li只能生成Li2O,Na能生成Na2O和Na2O2,K能生成K2O、K2O2、KO2等。②与水反应越来越剧烈。K与水反应发生轻微爆炸,Rb、Cs遇水则发生剧烈爆炸。③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。即碱性:LiOH2.结构与性质的关系
典例2下列关于碱金属元素的说法错误的是(　　)A.碱金属单质都能与水剧烈反应B.碱金属单质都能与水反应生成碱和氢气C.随着核电荷数的增多,碱金属元素的阳离子氧化性逐渐减弱D.碱金属是典型的活泼金属,其原因是原子最外层都只有一个电子,化学反应中容易失去电子
答案 A解析 锂与水反应不剧烈,A项错误;碱金属都能与水反应,生成对应的碱,B项正确;随着核电荷数的增多,碱金属阳离子得到电子的能力即氧化性逐渐减弱,C项正确;碱金属是活泼金属,与容易失去最外层的1个电子有关,D项正确。方法点拨分析碱金属的性质时既要分析其相似性,也要分析其递变性,要从原子结构的相似性和不同点进行分析。
变式训练 2-1根据碱金属元素在空气中燃烧及与水反应的剧烈程度的不同,可以得到的正确结论是(　　)A.同主族元素自上而下,金属性减弱B.同主族元素自上而下,得电子能力增强C.同主族元素自上而下,原子半径变小D.同主族元素自上而下,元素的金属性增强答案 D解析 碱金属单质从Li到Cs越来越容易与空气中的O2反应,与O2及与水反应越来越剧烈,这些事实说明碱金属元素从Li到Cs的金属性逐渐增强。
变式训练 2-2下图表示ⅠA族金属元素(又称为碱金属)的某些性质与核电荷数的变化关系,则下列各性质中不符合图示关系的是(　　)A.金属性B.与水反应的剧烈程度C.阳离子的氧化性D.原子半径答案 C解析 由图示可知,随着核电荷数的增大,碱金属的金属性逐渐增强;其单质与水反应剧烈程度增大;随核电荷数增大,其原子半径逐渐增大,A、B、D三项正确。随碱金属核电荷数的递增,其阳离子的氧化性逐渐减弱,C项符合题目要求。
【问题探究】1.卤素单质与氢气的反应条件有什么不同?生成氢化物的稳定性有什么差异?据此可以得出什么结论?
2.卤素单质间的置换反应有什么现象?据此可以得出什么结论?提示
【深化拓展】1.卤素原子结构及其性质
2.卤素原子结构与性质之间的关系
【素能应用】典例3按从F到I的顺序,下列关于卤族元素性质的递变规律正确的是(　　)A.单质的熔、沸点逐渐降低B.卤素阴离子的还原性逐渐增强C.气态氢化物的稳定性逐渐增强D.单质的氧化性逐渐增强
答案 B解析 卤素单质F2、Cl2、Br2、I2的状态分别是气态、气态(熔、沸点比前者高)、液态和固态,所以单质熔、沸点的变化规律是逐渐升高;随着核电荷数的增加,卤素原子得电子能力逐渐减弱,但卤素阴离子的还原性F-变式训练 3-1下列说法不能作为比较卤族元素非金属性强弱依据的是(　　)A.F2、Cl2、Br2、I2跟氢气反应的剧烈程度逐渐减小B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱C.F-、Cl-、Br-、I-的还原性依次增强D.HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性依次增强
答案 D解析 比较元素非金属性强弱的依据有①单质与氢气化合的难易程度;②气态氢化物的稳定性强弱;③最高价氧化物对应水化物的酸性强弱;④对应单质的氧化性强弱等。不能用氢化物水溶液的酸性强弱判断元素非金属性强弱,故A、B正确,D错误;一般来说单质的氧化性越强,其对应的简单阴离子的还原性越弱,对应元素的非金属性越强,即C正确。
变式训练 3-2关于卤素单质及其化合物性质的下列比较,不正确的是(　　)A.熔、沸点:F2HCl>HBr>HID.稳定性:HF>HCl>HBr>HI答案 C解析 卤素单质的熔、沸点按从F2到I2的顺序逐渐升高,A不符合题目要求;卤素单质的颜色从F2到I2逐渐加深,B不符合题目要求;氢化物的还原性从HF到HI逐渐增强,C符合题目要求;氢化物的稳定性从HF到HI逐渐减弱,D不符合题目要求。
【问题探究】1.分析下表元素金属性、非金属性变化规律,填写在表中空白处。
提示 ①元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强　②元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱　③元素金属性逐渐增强　④元素非金属性逐渐增强
2.元素周期表是元素周期律的具体表现形式,在下表中将有关“应用领域”和对应的“重点关注的元素”连接起来。
提示 A连(2)　B连(1)　C连(1)　D连(3)
【深化拓展】元素的“位、构、性”关系可表示如下:
(1)结构与位置的互推①电子层数=周期数。②质子数=原子序数。③主族元素原子最外层电子数=主族序数。④主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),│最低负价│=主族序数-8。(2)性质与位置的互推①根据元素的性质可以推知元素在元素周期表中的位置:若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强,则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。②根据元素在元素周期表中的位置关系可以推断元素的性质:若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列,则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。
(3)结构与性质的互推①若某元素原子的最外层电子数小于4,则该元素原子在反应中容易失电子;若某元素原子的最外层电子数大于4,则该元素原子在反应中容易得电子。②若某元素原子在反应中容易得电子,则该元素原子的最外层电子数大于4;若某元素原子在反应中容易失电子,则该元素原子的最外层电子数小于4。
【注意】位置、结构和性质的关系:
【素能应用】典例4根据下表中的信息进行判断,以下叙述正确的是(　　)
A.氢化物的稳定性为H2T答案 C解析 短周期元素T只有-2价,则T为O元素,R为S元素。L、M、Q只有正价,原子半径L>Q,则L为Mg元素,Q为Be元素,M的原子半径介于L、Q之间,则M为Al元素。氧元素的非金属性强于硫元素,则H2O的稳定性强于H2S,A项错误;Mg比Be金属性强,则单质与稀盐酸反应的剧烈程度为L>Q,B项错误;M最高价氧化物对应水化物是Al(OH)3,Al(OH)3是两性氢氧化物,C项正确;L2+的核外电子数为12-2=10,R2-的核外电子数为16+2=18,D项错误。方法点拨同族元素性质有相似性,如Be、Mg同族,均能与盐酸反应,但由于镁电子层数多,原子半径大,故失去电子能力更强,金属性更强,即同主族元素由上到下元素的金属性增强。
变式训练 4-1下列关于元素周期表应用的说法正确的是(　　)A.为元素性质的系统研究提供指导,为新元素的发现提供线索B.在金属与非金属的交界处,寻找可做催化剂的合金材料C.在ⅠA、ⅡA族元素中,寻找制造农药的元素D.在过渡元素中寻找半导体材料
答案 A解析 元素周期表是元素周期律的具体表现形式,它反映元素原子结构与元素及其化合物性质相互联系的规律,为元素及其化合物性质的系统研究提供指导,为新元素的发现及预测其原子结构和性质提供线索,A正确;在元素周期表中金属和非金属的分界处可以找到半导体材料,B错误;通常制造农药的主要元素有F、Cl、S、P等元素,这些元素并不在ⅠA、ⅡA族元素中,C错误;可在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料,D错误。
变式训练 4-2元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是(　　)A.若X+和Y2-的核外电子层结构相同,则原子序数:X>YB.由水溶液的酸性:HCl>H2S,可推断元素的非金属性:Cl>SC.硅、锗都位于金属与非金属的交界处,都可以作半导体材料D.Cs和Ba分别位于第六周期ⅠA族和ⅡA族,碱性:CsOH>Ba(OH)2
答案 B解析 若X+和Y2-的核外电子层结构相同,则X处于Y的下一周期,故原子序数:X>Y,A正确;元素的非金属性与元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱有关,与氢化物水溶液的酸性无关,B错误;硅、锗都位于金属与非金属的交界处,具有一定金属性与非金属性,都可以作半导体材料,C正确;Cs和Ba分别位于第六周期ⅠA族和ⅡA族,同周期元素从左到右金属性减弱,即金属性Cs>Ba,金属性越强的元素,其最高价氧化物对应水化物的碱性越强,故碱性CsOH>Ba(OH)2,D正确。
1.下列元素属于ⅦA族的是(　　)A.氧B.氯C.钠D.硫答案 B解析 氧元素位于第二周期ⅥA族,A不符合题意;氯元素位于第三周期ⅦA族,B符合题意;钠元素位于第三周期ⅠA族,C不符合题意;硫元素位于第三周期ⅥA族,D不符合题意。
2.按Li、Na、K、Rb、Cs顺序的下列叙述不正确的是(　　)A.碱金属原子最外层都只有一个电子,在化学反应中容易失电子,表现出强还原性B.单质的熔点和沸点依次降低C.单质都能与水反应生成碱,都能在空气中燃烧生成过氧化物D.原子半径逐渐增大,单质与水反应的剧烈程度逐渐增强答案 C解析 金属锂在空气中燃烧只能生成氧化锂。
3.下列各组气态氢化物的稳定性,按由强到弱的顺序排列的是(　　)A.HI　HCl　H2S　PH3B.PH3　H2S　HCl　HBrC.HF　HCl　H2S　SiH4D.NH3　PH3　H2S　HCl答案 C解析 HI不如HCl稳定,A错误;B项中HCl最稳定,B错误;元素非金属性越强,其氢化物越稳定,C正确;D项中PH3最不稳定,D错误。
4.已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气,现按下图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球,反应一段时间后,对图中指定部位的颜色描述正确的是(　　)
答案 A解析 根据卤素性质的递变性,Cl2能与NaBr、KI反应生成Br2和I2。由题中所给信息可写出相关反应的化学方程式:①KClO3+6HCl(浓) === KCl+3Cl2↑+3H2O(Cl2淡黄绿色);②Cl2+2NaBr === 2NaCl+Br2(溴水为橙色);③Cl2+2KI === 2KCl+I2(淀粉溶液遇I2变蓝色);④Cl2+2NaOH === NaCl+NaClO+H2O(棉球仍为白色)。
5.X、Y、Z、W均为短周期元素,它们在元素周期表中的相对位置如下图所示。若Z原子的最外层电子数是第一层电子数的3倍,下列说法正确的是(　　)A.X的最常见气态氢化物的水溶液显酸性B.W气态氢化物的稳定性比Z的气态氢化物的稳定性强C.Z的单质与氢气反应比Y的单质与氢气反应剧烈D.X的原子半径小于Y
答案 B解析 X、Y、Z、W均为短周期元素,Z原子的最外层电子数是第一层电子数的3倍,则Z为S元素,结合相对位置可知,Y为O元素,X为N元素,W为Cl元素。X的最常见气态氢化物为氨气,其水溶液显碱性,A错误;W比Z的非金属性强,故W气态氢化物的稳定性比Z的强,B正确;非金属性O>S,所以Y的单质与氢气反应比Z剧烈,C错误;同周期,从左到右原子半径依次减小,故X的原子半径大于Y,D错误。