周期表周期律复习.ppt

测量依据不同 (O,F无正价) 2 1 → 8 3 1 → 8 大→小 最高正价：+1 → +7 负价始于Si , - 4 → -1 →0 结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层 排布、原子半径、化合价呈现周期性的变化。 元素金属性强弱判断依据 1、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 2、单质与水或酸反应置换出氢的难易 3、盐溶液中的相互置换 科学探究：元表的性质和原子序数间的关系。 实验1：镁与水的反应 现 象 化学方程式 在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有气泡出现，溶液变红。 Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑ 实验2：镁和铝与盐酸的反应 Mg Al 现 象 有大量的气泡产生，试管烫手，反应很剧烈。 有大量的气泡产生，试管烫手，反应剧烈。 化学方程式 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ Na Mg Al 单质和水 （或酸）的反应 最高价氧化物对应水化物碱性强弱 钠镁铝性质比较 NaOH 强碱 与冷水反应缓慢，与沸水反 应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气。 Mg(OH)2 中强碱 Al在常温或加热下，遇水无明显现象；与酸反应剧烈放出氢气。 Al(OH)3 两性 氢氧化物 结论： Na Mg Al 与冷水反应：Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面,在水面四处游动，同时产生大量无色气体，液变红。与酸反应极为剧烈。 金属性逐渐减弱 元素非金属性强弱判断依据 1、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 2、单质与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性 3、盐溶液中的相互置换 资料：非金属性质的变化规律 Si P S Cl 单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸（比硫酸酸性强） 通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与 非金属性变化情况如何？ Si P S Cl 对应最高价氧化物 氧化物的水化物 酸性强弱 单质与H2反应条件 气态氢化物及 稳定性 氢化物水 溶液的酸性 结论 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 高温 加热 加热 点燃或光照 SiH4 PH3 H2S HCl 逐渐增强 逐渐增强 非金属性逐渐增强 Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。 ∴ 同一周期元素,从左到右, 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 减弱 增强 元素周期律 方式 元素性质 变化趋势 结论 随着原子序数的递增 元素原子的最外层电子排布 1→8 (H,He) 元素原子半径 大→小 元素化合价 +1→+7 -4→-1→0 元素金属性 与非金属性 金属性减弱 非金属性增强 呈现周期性变化 随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化，这叫做元素周期律。 实质：元素的性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果 原子半径依次减小 原子半径依次减小 原子半径依次增大 原子半径依次增大 失电子能力依次增强 失电子能力依次增强 非金属性依次增强 得电子能力依次增强 得电子能力依次增强 非金属性依次增强 金属性依次增强 金属性依次增强 一、离子键 1、定义：带相反电荷离子之间的相互作用 （一）离子键 （2）成键微粒： （3）相互作用： 静电作用（静电引力和斥力）。 阴、阳离子 （4）成键过程： 阴、阳离子接近到某一距离，吸引与排斥达到平衡就形成离子键。 2、形成条件： (1)活泼的金属元素（ⅠA、ⅡA）和活泼的非金属元素（ⅥA、ⅦA）之间形成的化合物。 （2）多元素化合物： ①强碱:NaOH、KOH ②含氧酸盐:Na2SO4、KNO3 ③氨盐:NH4Cl、NH4NO3 （1）成键原因： 电子得失 （二）离子化合物： 1、定义：由离子键构成的化合物 2、存在： （三）电子式： 定义：在元素符号周围用小黑点（或× ）表示原子的最外层电子的式子。 1、原子： Na × × Mg × O ·· ·· · · Cl ·· ·· · ·· C · · · · N ·· · · · 练习：写出下列原子的电子式：Al、F、Si、S 金属氧化物，活泼金属氢化物，强碱