第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律.

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1 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律

2 学习目标： 　1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。 2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。 重点： 核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。 难点：核外电子的分层排布。

3 复习： 整体结构（周期和族） 显著信息（原子序数、元素名称、元素 符号和相对原子质量） 元素周期表 同族元素间的递变规律 核素 隐藏信息 物
理 性 质 密度： 熔沸点： 逐渐增大 低 高 化 学 性 质 金属性： 非金属性： 逐渐增大 逐渐减弱

4 提问： 1、元素的性质由什么决定？ 2、原子的组成怎样？ 原子核几乎集中了原子所有的质量，但体积却很小… 质子 相对质量为1 原子核
质子 相对质量为1 原子核 中子 相对质量为1 原子 核外电子 相对质量为1/1836 电子的质量很小，体积也很小；电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；电子在核 外做高速运动。 为了探索原子内部结构，科学家们进行了无数的实验。他们用原子模型来表示原子，并通过实验来不断的修正模型。

5 现代物质结构理论 带负电荷 核外电子 原子 带正电荷 质子 原子核 不带电荷 中子
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； 带负电荷 核外电子 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 原子 带正电荷 质子 原子核 不带电荷 中子 质子数（核电荷数）＝核外电子数 原子不显电性

6 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 中子不带电 1个电子带一个单位负电荷

7 一、原子核外电子的排布 ① 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）； ② 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； 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q 由内到外，能量逐渐升高

8 ？？？ 原子核外电子的排布 1、电子在原子核外相对大实际小的空间不停地做高速运动（速度接近光速）。
2、所有的电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，有的电子的能量还相差较大。 3、能量低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。 4、我们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。 ？？？ 电子层 各电子层的序号、能量如下表：

9 电子层的代号 n 各 电 子 层 序 号 1 2 3 4 5 6 7 … K L M N O P Q 与原子核的距离 小 大 能 量 低 高

10 （4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
核外电子排布规律 (1)各电子层最多容纳2n2个电子； (2)最外电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)； (3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子； （4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。

11 练习： １、写出１至２０号元素的原子结构示意图． ２、总结１至１８号原子结构的特殊性。 （１）原子中无中子的原子： 1H 1

12 （２）最外层有１个电子的元素： （３）最外层有２个电子的元素： H、Li、Na （４）最外层电子数等于次外层电子数的元素： He、Be、Mg
Be、Ar

13 （５ ）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素： （６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素：
（７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素： C O Ne

14 与氩原子电子层结构相同的阳离子是: 与氩原子电子层结构相同的阴离子是: K+；Ca 2+ S2- ；Cl-

15 CH4；NH3;H2O;HF;Ne 核外有10个电子的粒子: 分子: 阳离子: 阴离子: O2-;F-;OH-
NH4+;H3O+;Na+;Mg2+;Al 3+ O2-;F-;OH-

16 二、元素周期律

17 祝您成功！ 请阅读和比较1-18号元素的有关数据，从中能找出什么规律？ 门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的。 H He 1 2 氢 氦
0.37 1.22 + 1 原子序数 元素 名称 元素 符号 电子排布 原子半径 m 化合价 请阅读和比较1-18号元素的有关数据，从中能找出什么规律？ 门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的。 祝您成功！

18 3 4 5 6 7 8 9 10 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 Li Be B C N O F Ne 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 2,7 2,8 1. 52 0.89 0.82 0.77 0.75 0.74 0.71 1.60 + 1 + 2 + 3 + 4 - 4 + 5 - 3 - 2 - 1 原子序数 元素 名称 元素 符号 电子排布 原子半径 m 化合价

19 11 Na Mg Al Si P S Cl Ar 12 13 14 15 16 17 18 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 2, 8, 1
2, 8, 2 1. 86 1.60 1.43 1.17 1.10 1.02 0.99 1.91 + 1 + 2 + 3 + 4 - 4 + 5 - 3 原子序数 元素 名称 元素 符号 电子排布 原子半径 m 化合价 2, 8, 3 2, 8, 4 2, 8,5 2, 8, 6 2, 8, 7 2, 8, 8 + 6 - 2 + 7 - 1

20 1～18号元素 主要化合价 分析元素主要化合价的变化情况? 原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9
原子序数 元素名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 原子序数 元素名称 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 主 要 化 合 价

21 He H Na K Rb Cs Fr Mg Ca Sr Ba Ra Al Ga In Tl Si Ge Sn Pb P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At Ne Ar Kr Xe Rn Li Be B C N

22 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8

23 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 原子半径 大→小 原子半径 大→小

24 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 主要化合价：正价+1→0 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 →-1→0

25 P.14~15科学探究1 运用核外电子排布规律画出前三周期元素的原子结构示意图，然后分析、归纳出各周期元素的最外层电子排布和主要化合价的递变规律。 原子 序数 电子层数 最外层电子数 主要化合价 1－2 1 12 ＋ 3－10 2 18 ＋ ＋5 － 0 11－18 3 ＋ ＋7 － －10 

26 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。 实 验
讨论第三周期元素的性质递变 现象： 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。 放少许镁 带于试管中， 加2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。 实 验 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。 反应式： △ Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2 结论： 镁元素的金属性比钠弱

27 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。 实 验
现象： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。 取铝片和 镁带，擦去氧 化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。 实 验 反应： Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 结论： 镁元素的金属性比铝强

28 钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
性质 钠（Na） 镁（Mg） 铝（Al） 与水 与酸 氢氧化物碱性 冷水、剧烈 冷水、缓慢 结论金属性：Na>Mg 剧烈 迅速 结论金属性：Mg>Al 强碱性 中强碱 两性氢氧化物 结论金属性：Mg>Mg>Al 结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。

29 小结： 金属性强弱判断依据： 单质与水反应的难易程度 单质与酸反应的剧烈程度 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 钠镁铝的金属性逐渐减弱
金属元素的性质 Na Mg Al 单质与水或酸反应 最高价氧化物对应 水化物 碱性强弱 与冷水剧烈反应 与沸水反应;与酸剧烈反应 与酸缓慢反应 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 两性氢氧化物 强碱 中强碱

30 既能与酸起反应生成盐和水,又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物,叫做两性氢氧化物
两性氢氧化物: Al(OH)3制备: AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl 与酸: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O 与碱: Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 既能与酸起反应生成盐和水,又能与碱反应生成盐和水的氧化物,叫做两性氧化物(课本99页) 两性氧化物: Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O 与酸: 与碱: Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

31 小结 Na > Mg > Al 钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓
NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。 金属性强弱顺序： Na > Mg > Al

32 Si P S Cl 非金属性的比较(课本15页表) 磷蒸气与氢气能反应 光照或点燃爆炸 高温 须加热 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸
性质 单质与氢气反应条件 含氧酸的酸性 磷蒸气与氢气能反应 光照或点燃爆炸 高温 须加热 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。

33 14Si 15P 16S 17Cl 从氢化物看 氢化物化学式 单质与氢气的化合条件 氢化物的稳定性 元素
SiH4 高温下少量反应 很不稳定 15P PH3 磷蒸气，困难 不稳定 16S H2S 加热反应 较不稳定 17Cl 稳定 HCl 光照或点燃 非金属性：Si < P < S < Cl

34 从最高价氧化物的水化物看 元素 最高价氧化物的水化物 14Si 15P 16S 17Cl 最高价氧化物 硅 酸 极弱酸 SiO2
硅 酸 极弱酸 SiO2 H2SiO3 15P H3PO4 中强酸 P2O5 磷 酸 H2SO4 强 酸 16S SO3 硫 酸 17Cl Cl2O7 HClO4 高氯酸 最强酸 非金属性：Si < P < S < Cl

35 Na Mg Al Si P S Cl 用结构观点解释： 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: 同周期元素 从左到右
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 用结构观点解释： 同周期元素 从左到右 电子层数相同核电荷数增多 原子半径减小 原子核对最外层电子的吸引力增强 原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强

36 原子半径和离子半径与核电荷数、 电子层数以及电子数的关系 结论
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl- 4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+ 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。

37 小结 元素周期律 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 引起了 最外层电子数 1→8 （K层电子数 1→2）
最外层电子数 1→8 核外电子排布呈周期性变化 （K层电子数 1→2） 决定了 原子半径 大→小 （稀有气体元素突然增大） 元素性质呈周期性变化 化合价：+1→+7 －4→－1 归纳出 （稀有气体元素为零） 元素化学性质金属性非金属性变化 元素周期律

38 BC 练习 1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是： A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子； B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2 D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来； BC

39 AB 2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定 C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6 AB

40 3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ） A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化 C

41 AB 5.下列递变规律不正确的是 （ ） C C. P、Si、Al D. C、Si、P A．NA．Mg、Al还原性依次减弱
4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P AB 5.下列递变规律不正确的是 （ ） A．NA．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高 C

42 6.在目前发现的元素中， 除了氢元素以外，半径最小的是何种元素。 7.除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？ 氟元素 钫（Fr）元素

43 8.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）
8.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ） B (A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF 阳离子半径：Li+ < Na+ <Cs+ 阴离子半径：I- > F-

44 思考 小结： 元素周期律的内容 元素周期律的实质 （量变 质变） 用一句话概括一下元素性质的变化情况
随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 元素周期律的实质 （量变 质变）

45 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。
第二节元素周期律 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 方式 元素性质 变化趋势 结论 元素原子的最外层电子排布 1→8 (H,He) 呈现周期性变化 随着原子序数的递增 元素原子半径 大→小 +1→+7 -4→-1→0 元素化合价 元素金属性 与非金属性 金属性减弱 非金属性增强 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。

46 三、元素周期表和元素周期律的应用 （1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用 位置 决定 决定 反映 反映 反映 结构 性质 决定 （1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数

47 （2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数 最外层电子数和原子半径 原子得失电子的能力
元素的金属性、非金属性强弱 单质的氧化性、还原性强弱

48 { （3）位置反映性质： 同周期：从左到右，递变性 （4）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：
相似性 从上到下，递变性 （4）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：

49 非金属性依次增强 非金属性依次增强 金属性依次增强 金属性依次增强
得电子能力依次增强 原子半径依次减小 得电子能力依次增强 失电子能力依次增强 原子半径依次增大 原子半径依次减小 原子半径依次增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强

50 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 B Al As Ge ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1 2 3 Si 4 5 Sb Te 6
非金属性逐渐增强 1 金属性逐渐增强 2 B 3 Al Si As 4 Ge 5 Sb Te 6 Po At 7 金属性逐渐增强

51 2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。 2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8

52 元素周期律小结：

53 3、元素周期律的应用和意义 （1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。 （2）可预测或推测元素的原子结构和性质
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.17 （4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。

54 练习 1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ） A．NaOH B．Al(OH)3 C．Ca(OH)2 D．RbOH
2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ） ①Na2CO3②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3 A．①②③④ B．①②③ C．①②④ D．②③④ B D

55 3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （ ）
A．C．N、O、F B．K、Mg、C．S C．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb 4. A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是 （ ） A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+10 5.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ） A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．a原子电子层数比b原子的电子层数多 C．1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b从酸中置换H+生成的H2多 D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能 B A D

56 A．B>C>A B．A>B>C C．B<A>C D．A>C>B
6. A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，它们相同物质的量的原子获得相同物质的量的电子时释放出的能量是A>C>B,则它们原子序数大小顺序是（ ） A．B>C>A B．A>B>C C．B<A>C D．A>C>B 7.下列各组物质的性质变化正确的是 （ ） A．酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4 B．稳定性H2S>HCl>HBr>HI C．熔点Pb>K>Na>Li D．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH D A

57 （1）与水反应最剧烈的金属是_____________； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________；
8.原子序数1—18号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_____________； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________； （3）在室温下有颜色的气体单质是_____________； （4）在空气中容易自燃的单质名称是________； （5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是______； （6）原子半径最小的元素是_____________； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_________； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_____________； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_____________。 9。在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_________________________________。 K F2 F2 Ci2 白磷 Na H N HF Cl H<F<O<N<C<Li<Na<K

58 10.元素周期律是指元素的性质随___________的递增，而呈_______性变化的规律。
11. A、B两种元素的原子，当它们分别获得1个电子形成稀有气体原子的电子层结构时，A放出的能量大于B。下列叙述中正确的是（ ） A．A的氧化性小于B B．B－的还原性大于A－ C．A－的还原性大于B－ D．A的氧化性大于B 原子序数 周期性 B D 获得电子时，要释放出能量，放出能量的越多，说明其越容易得电子，A的非金属性越强。

59 12.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ） A．H2BO4 B．H3BO3 C．HBO2 D．H2B4O7
12.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ） A．H2BO4 B．H3BO3 C．HBO2 D．H2B4O7 13.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（ ） 原子半径按X、Y、Z依次增大 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强 A B的化合价是+3 C D

60 15.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）
14.下列半径最大的微粒是 （ ） A. F B. Mg C. Cl D. Ca2+ 15.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ） A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B C A C

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