一节元素周期表2课.ppt

第一章 物质结构 元素周期律,§1.1、元素周期表,第2课时,二、元素的性质与原子结构,1、碱金属元素,碱金属: 锂(Li) 钠(Na) 钾(K) 铷(Rb) 铯(Cs) 钫(Fr),找出碱金属元素在元素周期表中的位置,名称 符号 核电荷数 电子层结构 原子半径 锂 Li 3 2 1 钠 Na 11 2 8 1 钾 K 19 2 8 8 1 铷 Rb 37 2 8 18 8 1 铯 Cs 55 2 8 18 18 8 1,逐渐增大,碱金属的原子结构：,碱金属原子结构有何异同？,相同点：碱金属元素原子结构的 相同， 都为 。 递变性：从Li到Cs，碱金属元素 的原子结构中， 依次 增多，原子半径逐渐增大。,最外层电子数,1个,电子层数,物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？,最外层上都只有一个电子，化学反应中易失去一个电子，形成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发生化学反应。,思考,碱金属与氧气的反应,结论：,4Na + O2 2Na2O,碱金属与水的反应,2Na + 2H2O 2NaOH + H2,2K + 2H2O 2KOH + H2,2Li+2H2O 2LiOH+ H2,(十分缓慢,因为生成的LiOH微溶于水,反应慢,且Li不熔化),通式：2R +2H2O = 2ROH + H2,2Rb + 2H2O 2RbOH + H2,2Cs + 2H2O 2CsOH + H2,结论：,金 属 性 逐 渐 增 强,2、递变性：由于核电荷数增加，碱金属电子层数增多，原子半径逐渐增大， 原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失去最外层电子的能力逐渐增强。从锂到铯金属性逐渐增强。,1、相似性：碱金属元素原子最外层都只有一个电子，具有相似的化学性质。,、相似性与递变性,碱金属元素的主要物理性质,、碱金属的物理性质的比较：,、单质的熔沸点逐渐降低,、密度逐渐增大（K特殊）,判断元素金属性强弱的标准： 根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度：置换出氢越容易，则金属性越强。 根据金属元素最高价氧化物对应的水化物碱：碱性越强，则金属元素的金属性越强。 单质间的置换反应。,金属性：CsRbKNa Li,1.锂电池是一种高能电池。 锂是有机化学中重要的催化剂。 锂制造氢弹不可缺少的材料。 锂是优质的高能燃料（已经用于宇宙飞船、人造卫星和超声速飞机）。,3铷铯主要用于制备光电管、真空管。铯原子钟是目前最准确的计时仪器。,2钾的化合物最大用途是做钾肥。硝酸钾还用于做火药。,碱金属元素的用途：,分析卤族元素的原子结构，试推测一 下F、Cl、Br、I在化学性质上表现的 相似性和递变性？,2、卤族元素,思考与交流：,找出卤族元素在元素周期表中的位置,卤族元素：,氟（F）,氯（Cl）,溴（Br）,碘（I）,砹（At）,Cl,递 变 性,逐渐增大,逐渐增多,逐渐增大,最外层7个电子易得一个电子，具有氧化性,得电子能力逐渐减弱,非金属性逐渐减弱,卤素单质的物理性质,密度逐渐增大,熔点逐渐升高,沸点逐渐增大,颜色逐渐加深,卤素单质,、单质颜色逐渐加深,、密度逐渐增大,、卤素单质物理性质的比较：,、单质熔沸点逐渐升高,H2+X2=2HX （X=F、Cl、Br、I）,、卤素与氢气反应,表现为： 、卤素单质与H2化合由易到难,、生成氢化物的稳定性： HF HCl HBr HI,Br2 H2O=HBrHBrO,反应越来越难以发生,2F22H2O=4HFO2 （特例！）,Cl2 H2O=HClHClO, 、卤素与水反应,通式：X2 H2O=HXHXO（X2 :Cl2、Br2、I2）,I2 H2O=HIHIO,X2 +2NaOH=NaX+NaXO+H2O （X2 :Cl2、Br2、I2）,、卤素与碱反应,Cl2 +2NaOH=NaCl+NaClO+H2O,、卤素单质间的置换反应,实验1-1,溶液由无色 变为橙色,2Br-+Cl2= Br2+2Cl-,溶液由无色 变为深黄色,2I-+ Cl2= I2+2Cl-,CCl4层 为紫色,2I-+ Br2 = I2+2Br-,氧化性：Cl2Br2I2,判断元素非金属性强弱的标准： 根据非金属单质与H2化合生成氢化物的难易或氢化物的稳定性程度：越容易与H2化合,则生成的氢化物越稳定，非金属性越强。 根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物最高价含氧酸：酸性越强,则非金属性越强。 非金属单质间的置换反应。,非金属性：F2Cl2Br2I2,同主族：元素金属性、非金属性的递变,Li Na K Rb Cs Fr,F Cl Br I At,IA,A,金属性增强,非金属性减弱,原因：同一主族的元素中，各元素的最外层电子数相同，由于从上到下电子层数 增多，原子半径增大，原子核对外层电子的引力减弱，失电子能力逐渐增强，得 电子能力逐渐减弱,