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1-2-2元素周期律.ppt

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1-2-2元素周期律.ppt

1.理解元素周期律,明确了元素的性质呈周期性变化的原因。 2.知道原子半径大小的决定因素,能正确比较短周期及同周期、 同主族元素原子半径的大小。 3.能说出元素电离能的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质。,4.能用洪特规则解释Be、N、Mg、P等元素第一电离能较大的原因。 5.能说出电负性的涵义,知道电负性大小与元素金属性及非金属性强弱之间的关系。 6.明确同周期、同主族元素电负性的递变规律。 7.能根据有关电负性的资料,解释元素的“对角线”规则。 8.掌握有关电负性与核外电子排布、第一电离能、元素性质方面的综合应用。,一、原子半径 1.原子半径的大小取决于________和________,电子的能层越多,负电排斥将使原子的半径________,而核电荷数越大,核对电子的引力也就________,将使原子的半径________。 2.原子半径的变化规律是同一周期元素从左到右逐渐________,同一主族从上向到下逐渐________。 3.短周期元素中原子半径最小是________,原子半径最大的是________。,二、电离能 1.________态________性________态原子失去________电子转化为气态基态正离子所需要的________能量叫做第一电离能。常用符号________表示,单位为________。 2.电离能是衡量气态原子________电子难易程度的物理量,元素的电离能越小表示气态时越容易________电子,________性越强。,3.同周期元素中,第一个元素的第一电离能最________,稀有气体的第一电离能最________;同一主族从上到下第一电离能________。 4.短周期元素中第一电离能最大的是________,最小的是________。 5.镁和铝相比,________第一电离能大,磷与硫相比,________第一电离能大。,三、电负性 1.元素相互化合可理解为原子之间产生________,形象地称为________,原子中形成化学键的电子称为________。 2.电负性是用来描述不同元素的原子对________的大小。电负性越大的原子,对电子的吸引力________。表示该元素的原子越容易________电子,________性越强。,3.电负性的变化规律是同周期从左到右,元素的电负性逐渐________,同主族从上到下,元素的电负性逐渐________。因此电负性大的元素集中在元素周期表的________,电负性小的元素位于元素周期表的________。 4.在元素周期表中,电负性最大的元素是________,电负性最小的元素是________。短周期元素中电负性最小的是________。,5.金属的电负性一般________1.8,非金属的电负性一般________1.8。而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,它们既有________,又有________。 6.在元素周期表中,某些主族元素与________的主族元素的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。,答案 一、1.电子的能层数 核电荷数 增大 越大 缩小 2.减小 增大 3.氢 钠 二、1.气 电中 基 一个 最低 I1 kJmol-1 2.失去 失 还原 3.小 大 变小 4.氦 钠 5.镁 磷,三、1.化学作用力 化学键 键合电子 2.键合电子吸引力 越大 得到 氧化 3.变大 变小 右上角 左下角 4.氟 钫 钠 5.小于 大于 金属性 非金属性 6.右下方,1.元素周期表中,同周期的主族元素从左到右,最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律 提示由第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的性质变化可知,同周期的主族元素从左到右,元素最高化合价逐渐升高,最低化合价逐渐降低;金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。,2.元素周期表中的同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何应如何理解这种趋势周期表中的同主族元素从上到下,原子半径的变化趋势如何应如何理解这种趋势 提示同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,其主要原因是由于同周期主族元素的电子层数相同,核电荷数的增加使原子核对核外电子的引力增加而引起的原子半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力引起原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,其原因是由于电子层增加,电子间的斥力引起原子半径增大。,3.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系 提示原子的第一电离能越小,越易失去电子,金属的活泼性越强。因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性越强。,4.表1-4的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。,为什么原子的逐级电离能越来越大这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系 提示气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能用I1表示,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能用I2表示,以此类推,可得I3、I4同一种元素的逐级电离能的大小关系为I1<I2<I3<,即一个原子的逐级电离能逐级增大。这是因为随着电子逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,再失去一个电子需要克服的电性吸引力越来越大,消耗的能量也越来越多。,钠的最外电子层的电子数为1,所以I1比I2小得多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易失去一个电子形成+1价的阳离子;Mg的最外电子层的电子数是2,故I1和I2相差不大,而I2和I3相差很大,所以Mg容易失去两个电子形成+2价的阳离子;Al的最外电子层的电子数是3,所以I1、I2、I3相差不大,所以Al容易失去三个电子形成+3价的阳离子。,元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变,称为元素周期律。其实质是元素原子的核外电子排布随核电荷数递增而呈现周期性变化。 1.原子半径 1影响原子半径大小的因素 ①电子的能层数电子的能层越多,电子之间的负电排斥作用将使原子的半径增大。,②核电荷数核电荷数越大,核对电子的引力就越大,将使原子的半径缩小。 ③电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生周期性的递变。,2原子半径变化规律 随着原子序数的递增,原子半径发生周期性变化,如图,从上图可知同周期主族元素的原子半径自左到右逐渐减小;同主族元素的原子半径自上而下逐渐增大。 说明 ①同周期元素从左到右随着核电荷数的增加,使核对核外电子的引力增大而带来的原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来的原子半径增大的趋势,故原子半径逐渐减小。,②同主族元素从上到下由于电子层数增加,电子间斥力使原子半径增大。 ③粒子半径的大小受电子层数和核电荷数两个因素的影响。 a.电子层数相同时,核电荷数大的微粒半径小。 b.若微粒的电子层数不同,结构相似的微粒中,电子层数大的微粒半径大。 c.同一种元素形成的不同简单微粒,化合价越高,微粒半径越小。,●案例精析 【例1】 2011江苏化学,5短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是 ,A.元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8 B.原子半径的大小顺序为rXrYrZrWrQ C.离子Y2-和Z3+的核外电子数和电子层数都不相同 D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强,[解析] 本题考查元素周期表和元素周期律知识,是高考常考点。首先根据短周期元素位置推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。A项,N、Al最高正价之和为8,A正确。B项,原子半径主要看电子层数,其次看核电荷数,所以原子半径大小顺序为rAlrSrClrNrO。C项,O2-与Al3+核外电子数和电子层数相同。D项,酸性HClO4H2SO4,故D错。 [答案] A,【例2】 具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C,下列分析正确的是 A.原子序数关系是C>B>A B.微粒半径的关系是Bn->An+ C.C一定是稀有气体元素的一种原子 D.原子半径的关系是A<C<B,[解析] 离子的电子层结构必定是稳定结构。An+、Bn-、C具有相同的电子层结构,则C原子一定具有稳定结构,即为稀有气体元素中的一种,可选C。分析An+、Bn-的电子层结构再转化为原子结构可知,A必定在C即稀有气体的后面,B必定在C的前面[称为“阴前阳下”一周期],故A、B、C的原子序数关系为A>C>B;离子半径的关系为An+<Bn-。可选BC。 [答案] BC,2011山东理综,13元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是 A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中,在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素,[解析] 由O、F一般无正价,可知A错误;电子能量越高离核越远,B错误;同一周期从左到右,非金属性逐渐增强,得电子能力越来越强,最高价氧化物对应水化物的酸性也依次增强,C正确;过渡元素在第ⅡA与ⅢA之闻,D错误。 [答案] C,具有下列电子排布式的原子中,半径最大的是 A.1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 [解析] B、C选项中的原子为两个电子层,其原子半径小于A、D选项中的原子。A为第三周期ⅢA族元素,D为第三周期ⅥA族元素,根据同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小知,选项A中的Al的原子半径最大。选项中各原子的半径由大到小的顺序为A>D>B>C。 [答案] A,已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是 A.原子半径A>B>D>C B.原子序数d>c>b>a C.离子半径C>D>B>A D.单质的还原性A>B>D>C,[解析] 可确定4种元素在周期表中的位置如下 可知原子半径B>A>C>D,原子序数a>b>d>c,单质的还原性B>A>C>D,只有C正确。,[答案] C,1第一电离能的定义气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量,叫做该元素的第一电离能。其中“气态”、“基态”、“电中性”、“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。 2第一电离能的意义可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小,原子越容易失去一个电子,第一电离能数值越大,原子越难失去一个电子。,3第一电离能的周期性变化规律,①随着核电荷数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化。 ②同一周期,随着原子序数的增加,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的吸引力越来越强,元素的原子越来越难失去电子,因此,元素的第一电离能呈增大趋势。同一周期内,碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大。,③同一主族,从上到下,随着元素原子序数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引越来越弱,元素的原子越来越易失去电子,因此,元素的第一电离能逐渐减小。 4电离能的影响因素电离能的数值大小,主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。,●案例精析 【例3】 下列说法中正确的是 A.第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大,[解析] 同周期元素,碱金属第一电离能最小,稀有气体第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势,A正确,C不正确。同周期元素,核外电子排布全充满或半充满,具有较高的第一电离能;非全充满、半充满结构,具有较低的第一电离能。Mg3s2全充满,Al3s23p1非全充满,第一电离能Mg>Al,B不正确。钾比镁更易失电子,故钾的第一电离能比镁的第一电离能小。 [答案] A,[点评] 本题考查元素周期律中电离能的变化规律。结合构造原理和能量最低原理,正确理解同周期、同主族元素第一电离能的变化趋势。,电离能是指1mol气态原子或阳离子失去1mol电子形成1mol气态阳离子或更高价阳离子所需吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如下I1表示失去第1个电子的电离能,In表示失去第n个电子的电离能,单位为eV。,1外层电子离核越远,能量越高,电离能越________填“大”或“小”;阳离子电荷数越高,再失去电子时,电离能越________填“大”或“小”。,2上述11个电子分属________个电子层。 3去掉11个电子后,该元素还有________个电子。 4该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。,[解析] 1电子离核越远,能量越高,受原子核的引力越小,失去越容易,则电离能越小;阳离子电荷数越高,离子半径越小,原子核对核外电子的引力越大,失去越难,则电离能越大。 2据题目数据,I1、I2较小,I3突然增大,说明最外层有2个电子,I3到I10变化较小,但I11突然增大,说明次外层有8个电子,又由于核电荷数小于18,所以A为Mg。 3Mg元素的原子去掉11个电子后,还有1个电子。 4Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为MgOH2。,[答案] 1小 大 23 31 4MgOH2,1键合电子与电负性 ①键合电子元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 ②电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。,说明 ①电负性以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。电负性没有单位。 ②电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。,2电负性的周期性变化 ①同周期,自左向右,主族元素原子的电负性逐渐增大。 ②同主族,自上向下,主族元素原子的电负性逐渐减小。 ③电负性一般不讨论稀有气体。,3电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性的强弱。 比电负性大小的相对标准划分,金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,电负性数值越大,元素的非金属性越强,金属性越弱;电负性数值越小,元素的非金属性越弱,金属性越强。电负性最大的为氟元素,电负性最小的为铯元素,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。,②判断化合物的类型。 一般认为如果两成键元素间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键,相应的化合物为离子化合物;如果两成键元素间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键,相应的化合物为共价化合物,如H2.1,Cl3.0,3.0-2.1=0.9<1.7,故HCl为共价化合物。,③判断化合物中各元素化合价的正负。电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值;电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价为负值。如NaH中,Na0.9,H2.1,电负性数值H的大于Na的,故在NaH中Na显正价,H显负价。,说明 ①电离能可用来衡量元素原子失去电子的能力,而电负性是用来衡量元素原子吸引电子的能力。 ②第一电离能大,不一定电负性就大。原子失去电子较难,不一定得到电子较容易;同样,难得到电子,不一定容易失去电子,如碳族元素和稀有气体元素等,其原子既难得到电子,又难失去电子。,4对角线规则元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近,性质相似。例如, 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。,●案例精析 【例4】 已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是 A.X与Y形成化合物时,X可以显负价,Y显正价 B.第一电离能Y可能小于X C.最高价含氧酸的酸性X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D.气态氢化物的稳定性HmY小于HmX,[解析] 元素的电负性是衡量金属性、非金属性强弱的重要尺度。由于X、Y元素同周期,且电负性X>Y,故非金属性X>Y,可得知C选项错误,A、D选项是正确的。第一电离能Y有可能小于X,例如电负性Al>Mg,O>N,而第一电离能Mg>Al,N>O,所以B选项正确。 [答案] C,[点评] 本题考查的是同周期元素性质的递变规律,要特别注意元素第一电离能的变化与元素电负性变化上的不同点。,【例5】 已知元素的电负性和元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性,已知两成键元素间电负性差值大于1.7时,形成离子键,两成键元素间电负性差值小于1.7时,形成共价键。 1根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是__________________。 2判断下列物质是离子化合物还是共价化合物 ①Mg3N2 ②BeCl2 ③AlCl3 ④SiC,[解析] 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值Mg3N2中电负性差值为1.8,大于1.7,形成离子键,为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共价键,为共价化合物。 [答案] 1随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化。 2Mg3N2为离子化合物;SiC,BeCl2,AlCl3均为共价化合物。,[点评] 元素的电负性是反映元素原子吸引电子能力的物理量,也是衡量金属性、非金属性强弱的尺度。,同位素 1.元素具有相同核电荷数即质子数的同一类原子叫做元素。 ①决定元素种类的因素核电荷数即质子数。 ②“同一类”包括质子数相同的各种不同的原子,以及各种状况下的原子或离子即游离态和化合态。如H、D12H、T13H、H+、H-等都称为氢元素。 ③元素论种类不论个数,元素组成物质,不能说元素组成分子。,2.同位素具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。 ①决定同位素种类的因素是质子数和中子数。 ②同位素在周期表中位于同一位置,具有相同的元素符号。 ③天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。,④同位素的质量数不同,物理性质不同;核外电子数相同,化学性质相同。同位素的不同原子构成的单质是化学性质几乎相同的不同单质。 ⑤几种重要的同位素。 612C是相对原子质量的标准,也是阿伏加德罗常数的标准。11H、12HD、13HT是氢元素的三种同位素,其中12H、13H是制造氢弹的材料。铀元素有三种同位素 92234U、 92235U、 92238U,其中 92238U是制造原子弹和作核反应堆的燃料。,3.核素具有一定数目的质子和中子的一种原子叫核素,如11H、12H、13H各为氢元素的一种核素,记作氕H、氘D重氢、氚T超重氢。 ①每一种同位素原子都是该元素的一种核素。 ②由同位素原子混合组成的物质为纯净物,如16O2、17O2、18O2的化学性质相同,由它们组成的氧气为纯净物;由H2O、D2O、HDO组成的水为纯净物。,②元素的相对原子质量 元素的相对原子质量等于各种核素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数乘积之和。即元素的相对原子质量=Ar1a+Ar2b+Ar为各核素的相对原子质量,a、b为各同位素的原子百分比。其中a+b+=100。 元素的近似相对原子质量 将上式中的Ar用A质量数代替进行计算,即得元素的近似相对原子质量。,注同位素的相对原子质量、质量数、元素的相对原子质量三种量应注意区分。,

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