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1、专题一 微观结构与物 质的多样性第一单元 原子核外电子排布与元素周期律第一课时 原子核外电子排布与元素周期律,2、AZX的表达含义是？,1、原子结构是什么？,原子核里的知识,（一）原子核外电子运动的特征,1.质量很小（9.110-31kg），带负电荷。,2.运动的范围很小（直径约为10-10米）,3.速度极快，接近光速（3108米/秒）,4.与宏观物体不同，无固定轨迹。,电子云,一、原子核外电子的排布,(a),5 张照片 叠 印,(b),(c),(d),(e),用小黑点的 疏密程度来表示电子在核外空间某处出现机会的多少，称电子云示意图。,氢原子的五次瞬间照相,请观察稀有气体元素的原子核外电子排
2、布，探究原子核外电子排布规律,（二）原子核外电子排布规律,(2)能量最低原理(3)每层上最多容纳的电子数为2n2个.(4)最外层最多不能超过8个电子(K层为最外 层时不能超过2个).次外层最多不能超过 18个,倒数第三层最多不能超过32个.,电子层离核由近及远，能量由低到高。,(1)分层排布原理:K、L、M、N、O、P、Q,与He核外电子排布相同的简单离子有：与Ne核外电子排布相同的简单离子有：与Ar核外电子排布相同的简单离子有：,H、Li+、Be2+,F、O2、N3、Na+、Mg2+、Al3+,Cl、S2、P3、K+、Ca2+,核外电子为10的微粒有：分子：阳离子：阴离子：,Ne、HF、H2
3、O、NH3、CH4,Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+,F、O2、N3、OH、NH2,1870年门捷列夫预言的亚硅,1885年尼尔生 发现的 锗,原子量,比 重,颜 色,氧化物,氯化物,约72,72.73,5.5左右,5.47,灰,灰色，稍带白色,氧化物难熔，比重4.7,氧化物难熔，比重4.7,沸点100,沸点80,门捷列夫预言的依据是什么呢？,元素间到底存在什么样的内在联系呢？,二、原子序数为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数,原子序数（数值上）=核电荷数=质子数=原子核外电子数,春山淡冶而如笑,夏山苍翠而如滴,秋山明净而如妆,冬山惨淡而如睡,
4、周期性变化,随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性,123,121818,288,结论：随着原子序数的递增，元素原子的 最外层电子排布呈现 变化。,周期性,随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律,大小,大小,结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 变化。,周期性,原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？,影响原子半径大小的因素,电子层数：电子层数越多，原 子半径越大,核电荷数：,核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向,核外电子数：,电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。,最主要因素,当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。
5、,思 考,微粒半径的比较方法 1.首先看电子层数:一般情况下,电子层数越多,半径越大.如:IBrClF;K+Na+Li+;Na+MgAlSiPSCl;N3-O2-Na+Mg2+Al3+等.3.当电子层数和核电荷数均相同时,看电子数,电子数越多,半径越大.如:Cl-Cl.,结论,1.同种元素的粒子半径的比较（1）阳离子半径小于相应原子半径 如：r(Na+)r(Cl)（3）同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小 如：r(Fe2+)r(Fe3+),2.不同元素的粒子半径的比较（1）具有相同电子层数而原子序数不同的原子，即同一横行，原子序数越大半径越小（稀有气体除外）如：r(Na)r(Mg)r
6、(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)（2）最外层电子数相同而电子层数不同的原子，即同一纵行，电子层数越多，原子半径越大；其同价态的离子半径大小也如此如：r(F)r(Cl)r(Br)r(I)r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)r(F-)r(Cl-)r(Br-)r(I-)r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+)（3）电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小,元素主要化合价的周期性变化,随着原子序数的递增，元素化合价变化的规律性,结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。,周期性,小结关于化合价1.只有非金属元素才有负化合价。2.前18号元素(稀有
7、气体元素除外)：(1)元素的最高正价=最外层电子数。(2)负化合价=最外层电子数8，即最高正价+负化合价的绝对值=8。(3)氟元素没有正化合价，而氧元素没有+6价。3.原子序数为奇数(最外层电子数为奇数)多显奇数价，否则多显偶数价。,随着原子序数的递增，元素金属性、非金属性的变化的规律,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,元素的金属性强弱的判断依据,金属与水或者酸反应置换出氢气的难易程度（易强）金属的最高价氧化物水化物（即氢氧化物）的碱性强弱（强强）置换反应（强置换弱）单质的还原性或阳离子氧化性（强强）,Prediction,镁与水反应的情况可能会怎样呢？,现象
8、：,镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液不变色。,结论：,镁的金属活动性比钠弱,Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2,加热后镁与沸水反应，产生气泡，溶液变红色。,方程式:,现象：,镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应较剧烈。,反应：,Mg+2HCl=MgCl2+H2,结论：,镁的金属活动性比铝强,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2,小结,钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝与水反应。,钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与 酸反应剧烈程度减弱,NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是弱碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。,金属性强弱顺序：,Na Mg Al,元素的非金属性强弱的判断依据,与氢气化合难易（
9、易强）气态氢化物的稳定性(稳定强）非金属的最高价氧化物水化物的酸性强弱（强强）置换反应（强置换弱）单质的氧化性或阴离子还原性（强强）,非金属性：Si P S Cl,化合条件,稳定性,SiH4,PH3,H2S,HCl,高温下少量反应,磷蒸气，困难,加热反应,光照或点燃化合,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H4SiO4,H3PO4,H2SO4,HClO4,原硅酸,磷 酸,硫 酸,高氯酸,极弱酸,中强酸,强 酸,最强酸,非金属性：Si P S Cl,第三横行元素金属性、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
10、强,用结构观点解释:,同一横行元素，从左到右,电子层数相同，核电荷数增多,原子半径减小,失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数 18,（K层:12）,原子半径 大小,（稀有气体元素突然增大）,化合价：+1+7 41,（稀有气体元素为零）,决定了,归纳出,引起了,三、元素周期律,随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径、元素的化合价、元素的金属性非金属性都呈现周期性变化。元素的性质随着元素原子序数递增而呈周期性的变化,这个规律叫做元素周期律.,元素周期律的实质,元素的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。,1.原子半径周期表中，从左到右_,从上到下_,2.化合价周期表中，从左向右最高正价_,负价从第_列开始出现。,小结,减小,增大,升高,14,3.金属性和非金属性气态氢化物，从左到右稳定性_。从上到下稳定性_。,最高价氧化物对应水化物的酸碱性从左到右，碱性_,酸性_。从上到下，碱性_,酸性_。,减弱,减弱,增强,增强,增强,减弱,
