1、第2课时 元素周期律,1.学会通过数据观察和分析归纳出一般事物规律的方法以及掌握元素周期律的相关内容。,2.懂得如何应用元素周期律的知识判断元素微粒之间大小的比较。,3.进一步学习元素周期律的实质，体会结构决定性质这一化学特征。,镓的故事,1875年法国化学家布瓦博德朗发现了镓，并把测得的关于镓的主要性质公布了。不久收到了俄国化学家门捷列夫的来信,指出镓的比重不应该是4.7，而是5.96.0 第二年他重新测定，结果镓的比重确实为5.94。,门捷列夫预言的依据是什么呢？,交流与讨论1：,观察118号元素的原子结构示意图可以发现原子最外层电子排布随核电荷数的递增有什么规律性的变化?,结论1：随着核
2、电荷数的递增，,原子最外层电子排布呈现周期性变化,交流与讨论2：,观察下表：用横坐标表示元素原子核外最外层电子数，以纵坐标表示原子半径，根据数据表作图，表示出39、1117号元素的原子最外层电子数与原子半径的函数图像。,提示:1.稀有气体元素原子半径的测定依据与其他元素不同， 没有可比性。2.表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。,结论2：随着核电荷数的递增，元素原子半径呈周期性变化，每隔一定数目，元素原子半径重复由大到小的变化趋势（稀有气体元素除外）。,原子半径大小的比较方法： 从左到右，逐渐减小；从上到下，逐渐增大。,（补充）微粒半径比较（除稀有气体）,比较微粒半径大小的依据
3、（三看）,一看电子层数：电子层数越多半径越大,Na Na+,原子半径 相应的阴离子半径 原子半径 相应的阳离子半径,（稀有气体元素除外）,Cl- Cl; Fe2+ Fe3+,O2- F- Na+ Mg2+,电子层数相同，核电荷数越大半径越小。,二看核电荷数：,三看核外电子数：,电子层和核电荷数都相同时， 核外电子数越多，半径越大。,交流与讨论3： 观察39、1117号元素的最高正化合价与最低负化合价。,结论3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低负价由-4到-1递增的变化。（稀有气体元素除外）,+4 - 4,1117号元素,元素的主要化
4、合价的变化规律,4、同周期元素,化合价：+1+7 ;-4-1,（稀有气体元素为零）,2、元素的最高正价最外层电子数元素的最低负价=最外层电子数-8,O无最高正价，F无正价,3、最低负价与最高正价的关系为：最高正价 + 最低负价 =8,1、金属元素无负价；,金属性,元素原子失电子的能力,非金属性,元素原子得电子的能力,注意：,想一想： 元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？,金属性（非金属性）的强弱只与原子失（得）电子的能力大小有关，与失（得）电子的多少无关。,比较金属与水（酸）置换出H2的难易； 比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱； 能否从化合物中置换出另一种金属。,a.比较与氢气生成气
5、态氢化物的难易和稳定性； b.比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱； c.能否从化合物中置换出另一种非金属单质。,如何设计实验证明三者金属性强弱？,Na Mg Al Si P S Cl,如何设计实验证明四者非金属性强弱？,金属性 Na Mg Al,实验探究一：Na、Mg、Al的金属性递变探究：,实验探究二：Si、P、S、Cl的非金属性,结论：同一周期的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,根据上述知识可以总结如下：,元素周期律： 元素的性质(原子的最外层电子数、原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性等)随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化。,元素周期律的实质：
6、 元素周期律是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。,随着核电荷数的递增,元素周期律,元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化,原子序数为118的元素，随着核电荷数的递增不呈周期性变化的是( ) A. 原子量 B. 主要化合价 C. 原子半径 D. 电子层数,AD,2.下列各组元素递变情况错误的是 ( ) A. Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl 元素最高正化合价依次升高 C. B、C、N、O、F原子半径依次增大 D. Li、Na、K、Rb的金属性依次增强,C,3.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） Na、Mg、Al B.N、O、F C.P、Si、Al D.C、Si、Na,AB,4.下列各组原子序数所表示的两种元素，能形成AB2型离子化合物的是：( ) A. 6和8 B. 11和16 C. 12和17 D. 8和16,BC,5.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,A,
