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1、 原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 原子序数 10 11 12 13 14 15 16 17 18 元素名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 元素名称 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 原子结构示意图118号元素 核外电子排布 从12号元素，即从氢到氦：有1个电子层，电 子由1个增到2个，达到稳定结构； 从3 10号元素，即从锂到氖：有2个电子层， 最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构； 从11 18号元素，即从钠到氩：有3个电子层， 最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构。 原子的最外层电子排布 一、核外电子排布的 周期性变化 随着元素原子序数的递增 ，元素原子的核外电子
2、排布呈 周期性变化。 H LiBeB C N He 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 原子半径 根据上图所示元素原子的大小，比较一下原 子的微观结构原子半径，有何规律 思考 Li F Na Cl K Br 大 小 大 小 大 小 Rb I Cs At 大 小 大 小 幻灯片 9 原子半径 （稀有气体元素除外） 二、原子半径的周期 性变化 随着元素原子序数的递增，元 素原子半径呈周期性变化。 微粒半径大小的比较 （1）同周
3、期 （2）同主族 （3）同种元素的原子与离子 （4）电子层结构相同的离子 原子序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 元素名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 原子序数 10 11 12 1 3 14 15 16 17 18 元素名称 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 主 要 化 合 价 主 要 化 合 价 主要化合价118号元素 +1 0+1+2+3+4+5 -4-3-2-1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1 思考 分析元素主要化合价的变化情况? 在39号元素中，从Li到N，正价由+1到+5 ，从C到F开始有负价，负价由-4到-1；在11 17
4、号元素中，正价由+1(Na)到+7(Cl);从中部的 元素开始有负价，负价是从-4(Si)递变到- 1(Cl),呈现出周期性的变化。 除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正 价和稀有气体元素外，其它元素的最高正价数 值=最外层电子数，负价的绝对值=8-最外层电 子数。 元素化合价 元素主要化合价的周期性变化 三、元素化合价的周 期性变化 随着元素原子序数的递增，元 素主要化合价呈周期性的变化。 四、元素的金属性、非 金属性呈周期性变化 1、判断金属性、非金属性强弱的方 法： （1）什么是金属性，什么是非金属 性？ （2）如何用实事比较Mg和Al的金属 性强弱？ （3）如何用实事比较Cl和S的非
5、金属 性强弱？ 金属性判断： 元素的单质与水或酸反应置换出氢 的难易或反应的剧烈程度； 元素的氧化物对应的水化物碱性强 弱； 元素单质的还原性（或离子的氧化 性）； 金属与盐溶液发生的金属间的置换 反应 非金属性强弱判断 与氢气反应生成气态氢化物的难 易程度或反应的剧烈程度或生成的 气态氢化物的稳定性强弱； 元素最高价氧化物对应的水化物 酸性强弱； 单质的氧化性（或离子的还原性 ）强弱。 非金属单质间的置换反应 非 金 属 性 递 增 非 金 属 性 递 增 金 属 性最 强 非金属性最强 金 属 性 递 增 金 属 性 递 增 五、元素第一电离能的周期性变化 1、电离能 气态原子失去一个电子
6、形成+1价气态阳离子 所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用 符号I1表示，失去第二个电子所需要的能量叫做 第二电离能用I2表示 M（g，基态）M+（g）+ eI1 M+（g，基态）M2+（g）+ eI2 电离能反映了原子失去电子倾向的大小。 电离能越大，越难失去电子。 根据下图元素第一电离能曲线图，总结 电离能的变化规律。 N P Be Mg Zn As 5 10 15 20 25 30 35 原子序数 I1 136号元素的第一电离能 2、第一电离能的变化规律： 同周期，主族元素从左到右， 电离能呈逐渐增大的趋势； 同主族，主族元素从上到下， 电离能逐渐减小； 特殊： I（Be）I（B）
7、, I（Mg）I（Al） I（N）I（O）, I（P）I（S） I（Zn）I（Ga） 3、I1与原子的核外电子排布的关系： 通常情况下，当原子核外电子排布在 能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0) 、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、 f14)结构时，原子的能量较低，该元素具 有较大的第一电离能。 解释下列电离能的反常现象： I（Be）I（B）, I（Mg）I（Al） I（N）I（O）, I（P）I（S） I（Zn）I（Ga） 4、I2、I3及各级电离能的应用 钠和镁的第一、二、三电离能 元素I1/kJmol1I2/kJmol1I3/kJmol1 Na4964562691
8、2 Mg73814517733 分析表中数据，请试着解释：为什么钠易形 成Na，而不易形成Na2，镁易形成Mg2，而不 易形成Mg3? 5、同一周期的元素中，稀有气体元素 的第一电离能最大，而碱金属元素的第 一电离能最小，这是为什么? 6、电离能及应用 M（g) e- = M+(g) H=I1 电离能是原子核外电子分层排 布的实验验证。 第一电离能的周期性变化是原 子核外电子排布周期性变化的必 然结果。 元素的第一电离能越小表示它 越容易失去电子，即该元素的金 属性越强。 六、元素电负性的周期性变化 1、电负性的概念（X） 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小， 美国化学家鲍林(LPaulin
9、g)于1932年首先提出了 用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物 中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并 以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐 。 增 大 电负性有 的趋势减小 电负性最大 电负性最小 同一周期，从左到右， 元素电负性逐渐 。 同一主族，从上到下， 元素电负性呈现 趋势。 增 大 减 小 2、电负性的递变规律 反映了原子间的成键能力和成键类型。 一般认为，电负性 1.8的元素为非金 属元素，电负性 1.8的元素为金属元素。 小于 大于 3、电负性的意义 一般认为，如果两个成键元素间 的电负性差值大于1.7，他们之间通常 形成 键；如果
10、两个成键元素间 的电负性差值小于1.7，他们之间通常 形成 键。 规律与总结 离 子 共 价 概念应用 请查阅下列化合物中元素的电负 性值，判断他们哪些是离子化合物， 哪些是共价化合物 NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： 。 共价化合物： 。 NaF、 MgO、 KCl HCl、 NO、 CH4 规律与总结 电负性小的元素在化合物中吸 引电子的能力 ，元素的化合 价为 值；电负性大的元素在化 合物中吸引电子的能力 ，元 素的化合价为 值。 弱 正 强 负 概念应用 请查阅下列化合物中元素的电负性值 ，指出化合物中为正值的元素 NaH ICl NF3 SO2 H2S CH
11、4 NH3 HBr （1）元素金属性、非金属性强弱的判别 一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的 电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可 以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键 的类型。 （2）化学键型判别 电负性相差较大（x1.7)的两种元素的原子结合 形成化合物， 通常形成离子键。电负性相差较小（x 1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键 ，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。 （3）判断分子中元素的正负化合价： X 大者，化合价为负； X 小者， 化合价 为正； X = 0， 化合价 为零。 3、电负性的应用 小结 元
12、素周期律的内容：随着元素原子序 数的递增，元素性质（核外电子排布、 原子半径、主要化合价、金属性和非金 属性、元素第一电离能、元素的电负性 ）呈周期性变化。 元素周期律的实质：元素性质的周期 性变化是元素原子核外电子排布周期性 变化的必然结果。 1、写出11-18号元素的元素符号并标出化 合价 2、比较Na、Mg、Al、S、Cl的原子半径 和Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径 3、比较Na、Mg、Al的金属性和S、Cl的 非金属性 4、画出第三周期元素第一电离能的变化 曲线图 5、画出19-36号元素的原子结构示意图和 电子排布式 将下列各组原子按半径由小到大排列 Li、N、
13、F； Cl、Br、I； H、O、F、S、 P 同主族元素的离子： Li+ Na+ K+ F- Cl- Br- 核电荷数相同的单核微粒： Fe Fe2+ Fe3+H- H H+ 电子数相同的单核微粒： O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ 问题讨论 由118号元素的原子结构分析 1.每一横行有什么相同点？ 2.每一纵行有什么相同点？ 每一横行的电子层数相同 每一纵行的最外层电子数相同（除稀 有气体元素外） 1、写出11-18号元素的元素符号并标出化 合价 2、比较Na、Mg、Al、S、Cl的原子半径 和Na+、Mg2+、Al3+、S2-、Cl-的离子半径 3、比较Na、Mg、Al的金属性和S
14、、Cl的 非金属性 4、画出第三周期元素第一电离能的变化 曲线图 5、画出19-36号元素的原子结构示意图和 电子排布式 元素周期表 元素周期律的具体表现形式 一、元素周期表的编排原则 1、 按原子序数的递增顺序从左到右排列 2、 将电子层数相同的元素排列成一个横行(周期 ） 3、把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行。（族） 二.元素周期表的结构 周期序数 _ 电子层数 1.横行（ 个） 具有相同的_的元素按照 _递增的顺序排列的一个横 行称为一个周期。 周期（7个）7 周期 长 周 期 第1周期： 第2周期： 第3周期： 第4周期： 第5周期： 第6周期： 不完全周
15、期 第7周期： 短 周 期 2种元素 8种元素 8种元素 18种元素 18种元素 32种元素 29种元素 族 主族 (A) 副族 (B) A , A , A , A ,A , A , A 第VIII 族： 稀有气体元素 零族： B , B , B , B ,B , B , B 第八、九、十纵行，位 于 B 与B中间 2.纵行（ 个） 注意: 1、主族序数 _最外层电子数 2、各族在元素周期表中的位置 3、什么是过渡元素？ 4、哪些是金属，哪些是非金属？ 5、主族元素分别有哪些？ 6、Fe元素在元素周期表中的位置分别是什 么？ 最后1个电子填充在ns轨道上，价电子 的构型是ns1或ns2，位于周期表的左侧，包 括A和A族，它们都是活泼金属，容易失 去电子形成+1 或+2价离子。 1、s区元素 三、元素周期表中区的划分 s区和p区的共同特点是：最后1个电子 都排布在最外层，最外层电子的总数等于 该元素的族序数。s区和p区就是按族划分 的周期表中的主族。 最后1个电子填充在np轨道上，价层电
