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优秀课件——元素周期律(共45张PPT)

化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数决定元素的原子半径由________________
最外层电子数决定元素的化学性质主要由________________
最外层电子数决定元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外）负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】元素的性质随着原子序数的递增而呈怎样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中，电子是分层排布的。能量较低的电子运动在离核较近的区域，能量较高的电子运动在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大最主要因素影响原子半径大小的因素 ②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向

元素周期律名师优质公开课公开课一等奖课件省赛课获奖课件

元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化
元素周期律的实质
核外电子排布周期性变化导致元素性质周期性变化
因
果
元素的金属性--指元素的原子失去电子的能力. 元素的非金属性---指元素的原子获得电子的能力。
性质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸）的反映状况
与冷水水反或激映酸烈反应冷水与置水快酸换缓速激出慢反烈氢、映反的沸，映剧烈与反程酸映度快减速弱
素的最高正价从+1—+7，中间出现负价，最低负价从-4—-1。
元素周期律
随原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化
元素周期律的实质
核外电子排布周期性变化导致元素性质周期性变化
因
果
元素周期律
最外层电子数 1→8 （K层除外）原子半径大→小
化合价 +1→+7 -4→-1 金属性减弱，非金属性增强
化化物物及的水酸最高H价4Si氧O4 化物H的3PO水4 化物酸H2S性O4 增强 HClO4
性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
同周期元素
左
右
金属性削弱非金属性增强
1.下列递变状况不对的的是 CD
A.P、S、Cl最高正价依次升高 B.Na＋、Mg2＋、Al3＋半径依次减小 C. C、N、O原子半径依次增大 D.Na、K、Rb原子半径依次减小
D、碱性强弱：
3、对角线原则
4、金属非金属交界
Be
5、对实际生产的指导作用
●耐高温耐腐蚀材料－过渡元素 ●催化剂－Ⅷ族 ●农药－右上角（F、Cl、S、P)
短周期元素的某些性质特点

高中化学《元素周期律》最新公开课PPT课件

非金属性递增
金属性递增
金属最强
非金属性递增
金属性递增
氟里昂的发现与元素周期表
在第三周期中，单质的易燃性是Na>Mg>Al （比金NH属3易性燃或，活N泼H性3又）比，H在2O第易二燃周（期稳中定，性C）H4，再H2比S>较H氢2O化，物根的据毒这性样：的A变s化H3趋>P势H，3>元NH素3 周期表中右上角的氟元素的化合物可能是理想的元素，不易燃的致冷剂。
氟里昂的发现与元素周期表
在第三周期中，单质的易燃性是Na>Mg>Al （比金NH属3易性燃或，活N泼H性3又）比，H在2O第易二燃周（期稳中定，性C）H4，再H2比S>较H氢2O化，物根的据毒这性样：的A变s化H3趋>P势H，3>元NH素3 周期表中右上角的氟元素的化合物可能是理想的元素，不易燃的致冷剂。
R600A是制冷剂冷媒型号,中文名称异丁烷。
1.元素(非)金属性强弱判断依据
Na Mg Al Si P S Cl
如何设计实验证明三者金属性强弱？
如何设计实验证明四者非金属性强弱？
①比较金属与水（酸） a.比较与氢气生成气态
置换出H2难易；
氢化物难易和稳定性；
②比较最高价氧化物的 b.比较最高价氧化物的
3、相同电子层结构的离子
O2-、F- 、Na+、Mg2+、Al3+
4、同一元素的原子与离子
Cl 、Cl-、 Mg2+、Mg、
3.元素化合价变化的周期性
元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？
3.元素化合价变化的周期性
1 (1)最高正价=最外层电子数

人教版高中化学必修二元素周期律公开课一等奖优质课大赛微课获奖课件

第26页
（四）元素金属性、非金属性周期性改变
1.判断元素金属性、非金属性强弱办法
金属性
单质跟水或酸反应置换氢难易最高价氧化物相应水化物碱性强弱金属单质间置换反应
非金属性
与H2反应难易程度及氢化物稳定性强弱最高价氧化物相应水化物酸性强弱非金属单质间置换反应
第27页
2.同主族元素金属性和非金属性递变规律
2、化合价与主族序数关系
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
(3)最低负价 = – （8 – 最外层电子数）
3、注意
= – （8 – 主族序数）
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其它元素化合，要求其化合价为0 （3）价电子：决定元素化合价电子（外层电子）
第7页
4.与稀有气体原子核外电子排布相同离子
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
（1）与2He原子电子层结构相同离子： 1H-、3Li+、4Be2+
（2）与10Ne原子电子层结构相同离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
注意：短周期元素原子结构特殊性
第5页
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电元素元素各电子层电子数荷数名称符号

元素周期律公开课获奖课件

周期表中横排和纵列的意义
横排表示元素的周期性变化，纵列则表示元素的共同化学性质。这种排列方式使得人们更容易理解和推测元素的性质。
省略周期表中的元素表示方式
为了简化周期表的显示，常常采用省略表示方式。例如，使用省略式表示过渡元素和稀土元素，让周期表更加的简洁清晰。
元素的周期性变化
元素周期性变化包括原子半径、离子半径、电子亲和能、电离能等。这些变化揭示了元素在周期表上的规律和特征。
元素周期律公开课获奖课件
在这个公开课中，我们将探索元素周期律的奥秘。从定义、门捷列夫法则和周期表的结构开始，一直到周期性变化和元素的性质特点，以及元素周期律在实际应用中的重要性。
元素周期律的定义
元素周期律是描述元素周期性变化规律的系统，它将元素按一定顺序排列，并通过原子序数、周期和族数等信息进行分类。
门捷列夫法则的Biblioteka 出门捷列夫法则是由俄罗斯化学家门捷列夫在19世纪提出的，它规定了电子在原子轨道中填充的顺序，为元素周期律的建立提供了基础。
周期表的基本结构
周期表是由一系列横排和纵列组成的表格，横排称为周期，纵列称为族。周期表的结构使得元素的性质和周期性变化一目了然。
周期表上的元素分类
元素根据周期表上的位置可以分为：主族元素、过渡元素、稀土元素和放射性元素。每个分类都有其独特的性质和特点。

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面的氧化膜,
取铝片和镁
放入两支试管中。分别向试
带，用砂纸擦
管中加入2mL 水,并滴入2滴
去氧化膜,分别
酚酞溶液。将
其中一支试管
和2mL 1mol/L
加热至水沸
腾。对比观察
盐酸反应。
现象。
21
实验一现象
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 (颜色加深)。
化学方程式
水(或酸) 反应
应: 剧烈
慢，与沸水反应迅速、与酸反应剧烈，放
迅速
金属性：N出a氢>气M。g>Al
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
24
原子序数
14
15
16
17
元素符号
Si
P
S
Cl
单质与H2化合的难易
高温
磷蒸气
加热
光照或点燃爆炸化合
元素周期律
1
1870年门捷列夫预言了31号元素镓，
门捷列夫把它称作亚铝，指出：“亚铝是一种容易挥发的物质，将来一定有人利用光谱分析发现它”
1875年法国人布瓦德朗果然用光谱分析法发现新元素，并命名为镓。除比重有差异外，一切都应验了。
门捷列夫写信给巴黎科学院，“ 镓就是
我预言的亚铝，它的原子量接近68，比重应该是5.9上下，不是4.7，请再试验一下，也许您那块物质还不纯……”
化合价
-4 -3 -2 -1
14
结论３：
随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
（+1
+7、
- 4 -1、0 ）
15
原子序数
电子最外层原子半径变层数电子数化（不考稀
有气体素）
最高或者最低化合价的变化
1—2 1 3—10 2
1→2 18
——
0.152nm→0.071nm
大→小
＋1→0
+1→+5 －4→－1→0
11—18 3
1
8 0.186nm 0.099nm +1
大→小
+7
- 4 -1 0
16
结论：
随着元素原子序数的递增： 1、元素原子的核外电子排布呈周期性变化（最外层1~8个） 2、元素的原子半径呈周期性变化（同一周期由大逐渐变小） 3、元素的主要化合价呈周期性变化（+1 +7、- 4 -1、0 ）
△
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
结论
与金属钠对比
镁的金属性比钠弱 22
实验二现象
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。
化学方程式
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
结论
镁的金属性比铝强
23
Na
Mg
Al
单质与与冷水反与冷水反应缓与酸反应：
如何设计实验证明三者金属性强弱？
Si P S Cl Ar
如何设计实验证明四者非金属性强弱？
①比较金属与水（酸）置换出H2难易；
②比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱；
a.比较与氢气生成气态氢化物难易和稳定性；
b.比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 20
注意安全
实验一
取两段镁带，
实验二
用砂纸磨去表
9
问题探究：
问题2：随着核电荷数的递增，元素原子半径（除稀有气体元素外）呈现出怎样的规律?
10
原子半径的变化
11
结论２：
随着元素原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化（同一周期由大逐渐变小）
12
问题探究：
问题3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?
布瓦德朗重新测定镓的比重，果然
是5.9。 2
相对原子质量
比重颜色氧化物氯化物
1870年门捷列夫预言的亚硅
约72
1885年尼尔生
发现的锗
72.73
5.5左右
5.47
灰
灰色，稍带白色
氧化物难熔，氧化物难熔，
比重4.7
比重4.7
沸点<100℃
沸点80℃
3
学习目标：
1、知识与技能目标：（1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。（2）认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 2、过程和方法目标：（1）自主学习，自主归纳，培养分析能力。（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。 3、情感态度与价值观目标：
气态氢化物的稳定性
很不SiH稳4定
不P稳H定3
培养辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
4
探究性问题
问题1：随着元素原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？
问题2：随着元素原子序数的递增，元素原子半径（除稀有气体元素外）呈现出怎样的规律?
问题3：随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?
问题４：随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现出怎样的规律?增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？
问题2：随着核电荷数的递增，元素原子半径（除稀有气体元素外）呈现出怎样的规律?
问题3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价（最低和最高）呈现出怎样的规律?
6
问题探究：
问题1：随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子排布呈现出怎样的规律？
13
1～18号元素主要化合价
原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9
元素名称氢氦锂铍硼碳氮氧氟主要 +1 0 +1 +2 +3 +4 +5
化合价
-4 -3 -2 -1
原子序数 10 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称氖钠镁铝硅磷硫氯氩主要 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
7
1～18号元素原子结构示意图
原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 元素名称氢氦锂铍硼碳氮氧氟
电子层结构原子序数 10 11 12 13 14 15 16 17 18 元素名称氖钠镁铝硅磷硫氯氩电子层结构
8
结论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（最外层 1~8个）
17
同周期元素原子从左到右半径依次减小的原因是什么？
同周期元素原子从左到右原子序数逐渐增大，原子核对核外电子的束缚作用逐渐增大，故原子半径依次减小。
结构决定性质
18
问题探究：
问题4、元素的金属性和非金属性是否也随元素原子序数的递增而呈周期性变化呢？
19
元素金属性和非金属性探究
Na Mg Al