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1、第二节 元素周期律第一课时原子核外电子排布,分子：原子：离子：,1、构成物质的基本微粒:,保持物质化学性质的最小微粒。,化学变化中的最小微粒。,带电荷的微粒。分为阳离子，阴离子。,原子和离子的关系：,一、知识回顾,阳离子,原子,阴离子,得电子,得电子,失电子,失电子,2、原子的组成:,原子核,核外电子,质子,中子,元素种类,原子(核素)种类,元素的化学性质,决定,决定,代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,原子中：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数,阳离子中：质子数=核外电子数+离子所带电荷数,阴离子中：质子数=核外电子数-离子所带电荷数,现代物质结
2、构理论,原子,原子核,质子,中子,带负电荷,带正电荷,不带电荷,质子数（核电荷数）核外电子数原子不显电性,核外电子,运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动；,不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少,质子、中子、电子的电性和电量怎样？,1个质子带一个单位正电荷,1个电子带一个单位负电荷,中子不带电,1、电子的能量:,任何一个电子都具有一定的能量。在含有多个电子的原子里，各电子的能量有所不同。,2、电子的运动区域:,在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离核较近的区域内运动，能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。,Why？,
3、原子核带正电荷，电子带负电荷，电子围绕着原子核做高速的圆周运动，电子和原子核之间存在着强烈的电性作用。,二、原子核外电子排布,3、电子层:,把不同的区域简化为不连续的壳层，叫做电子层。,二、原子核外电子排布,电子层名称及其符号,电子层与原子核之间的距离,各电子层之间的能量关系,最多容纳的电子个数,K层,L层,M层,N层,O层,P层,Q层,从左到右由近及远,从左到右由低到高,4、核外电子排布的规律:,核外电子分层排布电子首先排布在能量最低的电子层里（能量最低原理）a.每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）b.最外层所排的电子数不超过8个（第一层为最外层时，电子数不超过_个），次外层不超过
4、18个，倒数第三层不超过32个。,二、原子核外电子排布,2,电子层名称及其符号,最多容纳的电子个数,K层,L层,M层,N层,O层,P层,Q层,2,8,18,32,熟练掌握前20号元素原子结构示意图,练习：画出Cl、K、Br、I、Cs、Fe的核外电子排布情况,课堂练习,例1：根据下列叙述，写出其元素符号、名称，并画出原子结构示意图：（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半。（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。（3）C元素原子的次外层电子数是最外层电子数的14，。（4）D元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数又是最外层电子数的3倍，。,Si,B,Ne,P,规律：最
5、外层电子已达到稳定结构的离子难的事电子；而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大，最外层电子数越多，电子半径越小，则越容易得电子，反之越容易失电子。,课堂练习,例2：下列微粒中，得电子能力最强的是（）A.C B.F C.Na+D.Al3+,B,元素原子结构的特殊性：最外层电子数为1的原子有：H、Li、Na、K最外层电子数为2的原子有：He、Be、Mg、Ca最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：Be、Ar最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是：O最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：Li、Si内层电子总数是最外
6、层电子数2倍的原子有：Li、P,用电子层描述电子运动的范围和区域,多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。,通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。,一、原子核外电子的排布,分层排布：分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地 先从内层排起；,K L
7、 M N O P Q,由内到外，能量逐渐升高,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,118号元素的核外电子排布变化规律,最外层电子数12,最外层电子数18,最外层电子数18,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈周期性变化。,118号元素的原子半径递变规律,原子半径 大小,原子半径 大小,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变
8、化。,规律：同主族元素，随着核电荷数的递增，原子半径越来越大；同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）,118号元素的主要化合价递变规律,主要化合价：正价+10,主要化合价：正价+1+5，负价：-4-1 0,主要化合价：正价+1+7，负价：-4-10,1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律:,三、元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。,随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价呈周期性变化。,a.最高正价=（主族）元素原子最外层电子数b.最高正价+最低负价的绝对值=
9、8,结论：,随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化！,元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？,疑问,元素非金属性强弱判断依据:,元素金属性强弱判断依据:,科学探究:,镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液红色加深。,镁的金属性比钠弱,与金属钠对比,镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。,镁的金属性比铝强,科学探究:,列表总结：,NaOH强碱,Mg(OH)2 中强碱,Al(OH)3两性氢氧化物,剧烈,迅速,非金属性：Si P S Cl,科学事实,非金属性：Si P S Cl,科学事实,本节总结：,根据实验
10、，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:,Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。,元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。,从元素周期律的发现你想到了些什么？,讨论：,比较Na原子与Li原子的原子半径大小,答案：半径：Na Li,讨论：,比较Na原子与Mg原子的原子半径大小,半径：Na Mg,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；,讨论：,比较Na与Na+的半径大小,答案：半径 Na Na+,讨论：,比较Cl-与
11、Cl的半径大小,答案：半径 Cl-Cl,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；,讨论：,比较Na+与Mg2+半径大小,答案：半径 Na+Mg2+,讨论：,比较O2-与F-半径大小,答案：半径 O2-F-,写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-、O2-、Na+、Mg2+,答案：半径：O2-F-Na+Mg2+,【课堂练习】,原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴
12、离子半径大于相应的原子半径；具有相同电子层结构的离子，随着核电荷数逐渐增加，离子半径逐渐减小；例：下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（）A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF,A,2、元素的金属性、非金属性变化的规律:,三、元素周期律,完成P15科学探究,3、元素周期律,从1逐渐增到7（第1周期除外）,相同,正价由+1+7 负价由-4-1,最高正价相同,逐渐减小（稀有气体除外）,逐渐增大,金属性减弱，非金属性增强,金属性增强，非金属性减弱,碱性减弱，酸性增强,酸性减弱，碱性增强,生成由难到易，稳定性由弱到强,生成由易到难，稳定性由强到弱,还原性减弱,还原性增强,失电子由易
13、到难,得电子由易到难,比较元素金属性强弱的常用方法：利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较。一般来说，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，两种金属之间的距离越大，金属性差别越大利用金属在元素周期表里的位置比较a.同周期中的金属元素，位置越靠前的金属性越强b.同主族中的金属元素，位置越靠下的金属性越强利用氧化还原反应比较a.不同的金属，其他条件相同时，从水或酸中置换出氢需要的条件越低，反应速率越快，金属的金属性越强。b.金属单质的还原性越强，则该金属元素的金属性越强c.金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱利用化合物的性质比较。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应金属单质的金属性越
14、强。,比较元素非金属性强弱的常用方法：利用非金属元素在元素周期表里的位置比较。a.同周期中的非金属元素，位置越靠后的非金属性越强b.同主族中的非金属元素，位置越靠上的非金属性越强利用氧化还原反应比较a.不同的非金属，其他条件相同时，跟氢气化合的条件越低，反应越快，非金属性越强。b.非金属单质的氧化性越强，则该非金属元素的非金属性越强c.非金属阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱利用化合物的性质比较。a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应非金属单质的非金属性越强b.气态氢化物的稳定性越强，则对应非金属单质的非金属性越强,4、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规
15、律叫做元素周期律。,5、元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。,6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,非金属区,金属区,零族元素,阅读课文：P16 17 为什么说化学的理论对化学研究、工农业生产具有指导作用？,三、元素周期表和元素周期律的应用
16、,请您思考,同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？,从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：,同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。,请您思考,同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？,自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：,同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下，电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。,0,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7
17、,A,A,A,A,A,A,A,Po,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,你能理解“位(位置)构(结构)性(性质)”三者之间的关系吗？,思考与交流,原子序数=核电荷数,周期数=电子层数,主族序数=最外层电子数,同位素化学性质相同,相似性 递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱),同周期,同主族,递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强),电子层数,最外层电子数,金属性、非金属性强弱,(主族)最外层电子数=最高正价数,8 最外层电子数=最低负价数,原子结构,表中位置,元素性质,原子结构决定元素在周期表中的位置和性质。元素在周期表中的位置，反映了元素的原子
18、结构和元素的性质。,1、F 没有正价，O 通常不显示正价；2、金属元素只有正化合价而无负价。,练习：,1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、E，它们的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期，A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与B，B与C都能生成气态的化合物。D与E生成离子化合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。试回答：它们各是什么元素？,H、C、O、F、Na,2、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数，D 最外层电子数，E 电子层数 填写下列各空：,原子(核素)种类由_决定,元素种类由_决定,元素同位素由 _决定,元素在
19、周期表中的位置由_决定,元素的原子半径由_决定,元素主要化合价由_决定,元素的化学性质主要由_决定,价电子通常是指_,A B,A,B,D E,A E,D,D,D,门捷列夫于1869年提出,“元素的性质随着原子量的递增而呈周期性的变化”的元素周期律，并编制了第一张元素周期表。,当时已发现的元素仅63种。,有些元素的原子量数据不准确。,门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。,门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学史上一个勋业。恩格斯,他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族。”“按照
20、我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。,由于按照元素周期表所指示的方向进行探索，他在1898年一年内又发现了和氩性质相似的三种元素氖、氪、氙。,1894年英国人拉姆赛发现了氩(Ar)元素,元素周期表及元素周期律 的三大意义,学习和研究化学的规律和工具,研究发现新物质,论证了量变引起质变的规律性,预言新元素，研究新农药，寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。,（3）实质：元素性质周期性变化是由于_ _周期性 变化的必然结果。,（2）内容：元素性质的周期性变化主要体现在 _、_ _、_ _等方面。,（1）定义：_随着原子_ _的
21、规律叫做元素周期律。,元素的性质,原子序数,原子核外电子排布的周期性变化,元素,原子,元素主要化合价的,半径的周期性变化,周期性变化,的递增而呈现周期性的变化,的原子核外电子排布的周期性变化,填空,例1：下列各组元素性质递变情况错误的是（）ALi、B、Be原子最外层电子数依次增多 BP、S、Cl元素最高正化合价依次升高 CB、C、N、O、F 原子半径依次增大 DLi、Na、K、Rb 的金属性依次增强,例2：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为（）AH2RO3 BH2RO4 CHRO3 DH3RO4,例3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，
22、周期数相差1，它们形成化合物时原子数之比为12。写出这些化合物的化学式是_。,例4：已知A为A族元素，B为A族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。下列关系式错误的是()An=m+1 Bn=m+11 Cn=m+25 Dn=m+10,例5：X、Y两元素处于同一主族相邻周期，则X、Y两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值()A2 B8 C10 D18 例6：第114号元素是化学家和物理学家很感兴趣的元素，试推测此元素在周期表中的位置()A第八周期A族 B第六周期A族 C第七周期B族 D第七周期A族,练习:,1.主族元素的最高正化合价一般等于其_序数，非金属元素的负化合价等于_
23、。,2.卤族元素的原子最外层上的电子数是_，其中，非金属性最强的是_。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是_(以X表示卤素)。,主族,8-主族序数(8-最高正价),7,F,HXO,注:氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟元素无正化合价,3.下列性质的递变中，正确的是()A.O、S、Na的原子半径依次增大 B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱,AB,4.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确的是()A.X的主要化合价是-2、+4、+6B.X可以形成稳定的气态氢化物C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比H
24、BrO4的酸性强D.X原子的还原性比碘原子强,AD,5.已知铍(Be)的原子序数为4。下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是()A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.氯化铍化学式中铍原子的最外层电子数是8*C.氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D.单质铍跟冷水反应产生氢气,AC,6.X、Y是元素周期表中 A族中的两种元素,下列叙述中能说明X的非金属比Y强的是（）A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低*C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来,C,C,B,C,B,C,6、下列各组物质的性质比较，正确的是（）A.酸性：HClO4H3PO4 H2SO4B.氢化物稳定性：H2S HF H2OC.碱性：NaOH Mg(OH)2 Ca(OH)2 D.氧化性：F2 Cl2 Br2 I2,D,7,B,
