苏教版高中化学必修一全册教学课件.ppt

原子半径的变化 元素周期律 除稀有气体外的规律： ①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。 ②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 短周期元素中，原子半径最大的元素 所有元素中，原子半径最小的元素 元素周期律 元素周期律 随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化。 规律： 元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) 元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数 元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8 根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。 1 2 3 4 元素周期律 对于1～18号元素： 金属性 在化学反应中元素的原子失去电子的能力 元素周期律 非金属性 在化学反应中元素的原子得电子的能力 IA 元素名称 元素符号 原子结构示意图 碱金属元素 锂 Li 钠 Na 钾 K 铷 Rb 铯 Cs 电子层数 原子半径 失电子能力 得电子能力 金属性递增 非金属性递减 （递增） （递增） （递增） （递减） 元素周期律 比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。 置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。 判断元素金属性强弱的方法 元素周期律 比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。 元素周期律 实验探究 元素周期律 现象： Na与冷水反应剧烈； Mg与热水反应缓慢； Al与冷水、热水看不到明显的变化。 Mg与稀盐酸反应剧烈； Al与稀盐酸反应较剧烈。 Mg＋2H＋===Mg2＋ ＋H2↑ 2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ 原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子失电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐减弱。 结论：金属失电子的能力，即金属性： NaMgAl 元素周期律 比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 判断元素非金属性强弱的方法 元素周期律 比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 元素 Si P S Cl 最高价氧化物的化学式 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 酸性比 H2SO4强 单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与 H2能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 氢化物的稳定性 不稳定 受热分解 受热分解 稳定 元素周期律 原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子得电子能力逐渐增强，所以非金属性逐渐增强。 结论：非金属失电子的能力，即非金属性： ClSPSi 元素周期律 课堂练习 1.配平以下氧化还原反应方程式。 (1)正向配平 ①____KI＋____KIO3＋____H2SO4===____I2＋____K2SO4＋____H2O ②____ ＋____H＋＋____Cl－===____Mn2＋＋____Cl2↑＋___H2O (2)逆向配平 ①____S＋____KOH===____K2S＋____K2SO3＋____H2O ②____P4＋____KOH＋____H2O===____K3PO4＋____PH3 (3)缺项配平 ①____ClO－＋____Fe(OH)3＋____===___Cl－＋____ ＋____H2O ②__Mn2＋＋____ ＋___H2O===____MnO2↓＋___Cl2↑＋_____ 5　 1　 3　 3　 3　 3 2　 16　 10　 2　 5　 8 3　 6　 2　 1　 3 2　 9　 3　 3　 5