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1、专题1 微观结构与物质的多样性,第一单元 核外电子排布与周期律,一、原子核外电子的排布,二、元素周期律,三、元素周期表及其应用,+,16,第1电子层K层,第2电子层L层,第3电子层M层,核电荷数 即质子数,2,8,6,原子结构示意图,S,复习,原子结构,元素符号,质量数 ,质子数,表示为:,质子数17、,2. 质量数(A), 相对原子质量,核电荷数 = 质子数 = 电子数,= 质子数(Z)中子数(N),1.原子,电子(-),原子核,(+),质子 (+),中子:不显电性,质量数37的氯原子,质子数 、核电荷数 、,电子数 、质量数 、中子数 。,16,16,18,17,33,你知道吗,？,观察图
2、1-1、1-2所示的元素原子结构示意图。你能发现随着元素核电荷数的递增，元素原子核外电子的排布有什么规律吗？,课本P2页,课题、原子核外电子的排布,各电子层排布的电子数,电子层 (从里到外依次为 K层、L层、M层),核电荷数,K,L,M,课题、原子核外电子的排布,1、原子核外电子按能量高低分层排布,2、电子层: K L M N O P Q .,电子能量:低,高,3、核外电子排布的一般规律:,（1）遵守能量最低原理,电子先排满层后，再排层,表11 稀有气体元素原子核外电子排布,交流与讨论,P3页,212,222,232,242, 2n2,（2）各电子层最多容纳电子数为2n2 n为电子层序数,（3
3、）最外层最多容纳8个电子 K为最外层时最多排2个,（4）次外层最多容纳18个电子,课题、原子核外电子的排布,1、原子核外电子按能量高低分层排布,2、电子层: K L M N O P Q .,3、核外电子排布的一般规律:,（1）遵守能量最低原理；,电子能量:低高,（2）各电子层最多容纳电子数为2n2 n为电子层序数,（3）最外层最多容纳8个电子 K为最外层时最多排2个,（4）次外层最多容纳18个电子,练习：,最外电子层最多容纳 个电子,2,+12,2,8,2、画出氖、镁、氯三种元素的原子结构示意图,2,要求：记注118号的元素名称、符号， 会画出它们的原子结构示意图,Mg,1、原子中K层最多容纳
4、 个电子,M层最多容纳 个电子,18,8,+10,2,8,Ne,+17,2,8,7,Cl,课题2、元素周期律,一. 原子核外最外层电子数呈周期性的变化 个 1 2 , 1 8,二. 原子半径呈周期性的变化,39号元素或11 17号元素(同周期元素的电子层数相同)随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小。,阅读课本P3页图1-3,交流与讨论,P4页,原子序数核电荷数质子数,元素的性质是否也呈周期性的变化?,？,P5页,探究活动 1,活动与探究,实验,物质,与水的反应,与冷水反应,与热水反应,剧烈,缓慢,较快,剧烈,较剧烈,钠、镁、铝单质活动性强弱的顺序是：,11Na 12Mg 13Al,金属单质失电
5、子能力减弱，,与盐酸反应,？,还原性减弱，,金属性减弱,1117号元素的金属性、非金属性的变化规律：,11Na 12Mg 13Al,与水反应的剧烈程度减弱,与酸反应的剧烈程度减弱,NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 强碱 中强碱 两性,金属性减弱,与H2反应越容易，越剧烈,气态氢化物越稳定,非金属性,H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸,+1 +2 +3,+4 +5 +6 +7,-4 -3 -2 -1,14Si 15P 16S 17Cl,非金属性是怎样变化的呢？,非金属元素的,SiH4 PH3 H2S HCl,碱性减弱,酸性增强,增强,P6页,探究
6、活动 2,P6页,探究活动 3,最高正价|最低负价| = 8,最高正价 = 最外层电子数,P7页,探究活动 3,问题,(1) ；,碱性减弱,酸性增强,(2) 。,。,金属性减弱,非金属性增强,+1价 +7价 ，,- 4价 -1价,(3) ，,。,元素的金属性、非金属性强弱判断,金属性越强：,非金属性越强：,1.越容易从水或酸 中置换出氢,2.最高价氧化物的 水化物碱性越强,1.与氢气化合越容易，,气态氢化物越稳定,2.最高价氧化物的 水化物酸性越强,归纳,P5页,一、从物质的性质上判断,信息提示！,二、从物质的结构上判断,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的引力逐渐增强,失去电子的能力逐渐减弱
7、，金属性减弱,Al,Na,Mg,S,Cl,得到电子的能力逐渐增强，非金属性增强。,元素的金属性、非金属性强弱判断,归纳,课题2、元素周期律,一. 原子核外最外层电子数呈周期性的变化 个 1 2 , 1 8,二. 原子半径呈周期性的变化,39号元素或11 17号元素(同周期元素的电子层数相同)随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小。,三元素的金属性、非金属性呈周期性的变化,如: 11 17号元素随着核电荷数的递增， 元素的金属性减弱、非金属性增强。,四、元素周期律,1、概念：,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化的规律叫做元素周期律。,原子半径；,元素化合价；,元素的金属性、非金属性。,
8、2、本质：,元素性质的周期性变化规律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。,元素性质,P7页,最高价氧化物的化学式,最高价氧化物的水化物化学式,-2,-3,PH3,H2S,+2,+6,+5,MgO,P2O5,SO3,Mg(OH)2,H3PO4,H2SO4,最高正价|最低负价|=8,最高正价=最外层电子数,元素周期表及其应用,课题3,一. 元素周期表的编排原则,横行：将电子层数相同的元素，,纵行：将最外层电子数相同的元素，,按核电荷数递增的顺序从上到下排列。,按核电荷数递增的顺序从左到右排列。,P7页,、周期,短 周 期,长 周 期,H He,LiNe,NaAr,2,8,8,1,2,3,周
9、期序数=电子层数,二. 元素周期表的结构,每个横行称为周期，共分7个周期,P8页,交流与讨论,不完全周期,2、族, 主族:, 0族：, 副族:, 族：,由短周期和长周期共同构成的族,七主族：A、A、A、A、A、A、A,主族序数 = 最外层电子数,完全由长周期元素构成的族,稀有气体元素构成的族,七副族：B、B、B、B、B、B、B,包括8、9、10三列,每个纵行称为族,完全由长周期元素构成的族,3. 元素周期表分区,（1）金属区：,周期表的左下方,（2）非金属区：,周期表的右上方,123333333,1233,元素周期表的结构,周期,长周期,第1周期：2 种元素,第2周期：8 种元素,第3周期：8
10、 种元素,第4周期：18 种元素,第5周期：18 种元素,第6周期：32 种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素,锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素,短周期,（横向）,小结,族,主族 (A),副族 (B),A , A , A , A ,A , A , A,第VIII 族：,稀有气体元素,（纵向）,零族：,共七个主族,B , B , B , B ,B , B , B,三个纵行，位于 B与B中间,共七个副族,三、元素在周期表中的位置与结构的关系,周期序数原子的电子层数,主族序数元素原子最外层电子数最高正价,原子序数核电荷数质子数,
11、最高正价|最低负价| = 8,应用,可根据原子结构推断元素在周期表中的位置；,或根据元素在周期表中的位置推断原子结构。,举例：如何推断Na元素在周期表中的位置？,1、根据Na元素的质子数为11，画出其原子结构示意图,2.根据：周期序数 = 电子层数 ，确定Na元素（有三个电子层）处于第三周期；根据：主族序数 = 最外层电子数，确定Na元素（最外层有1个电子）处于IA族。所以Na元素处于周期表中的第三周期IA族,Na,5,2,2,8,3,1,3,3,+5,+1,+3,第二周期 第A族,第三周期第A 族,第三周期第 A 族,第二周期 0 族,6,3,第三周期第A 族,+6,第三周期第A 族,1,2
12、,自测: 完成下列表格,+4,第二周期 第A族,2,4,3,1,+2,2,+11,1,+1,第一周期,He,Na,0 族,2,8,四、元素在周期表中的位置与性质的关系,1、同周期元素：,11Na 12Mg 13Al 1 4Si 15P 1 6S 17Cl,得到电子的能力逐渐增强，非金属性增强。,从左到右，同周期元素原子核外电子层数相同,随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐增加,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的引力逐渐增强,失去电子的能力逐渐减弱，金属性减弱,P8页,2. 同主族：,3 Li 11Na 19K 37Rb 55Cs,LiOH NaOH KOH ,最高价氧化物水化物碱性增强,与水
13、或酸反应的剧烈程度增强,金属性增强。,金属元素（如:IA族）,四、元素在周期表中的位置与性质的关系,53I,9 F,17Cl,35Br,与氢气化合越难,气态氢化物越不稳定,非金属性减弱,2. 同主族：,非金属元素（如: A族）,P8页,活动与探究,最高价氧化物水化物酸性减弱,HClO4,HBrO4,HIO4,四、元素在周期表中的位置与性质的关系,同主族元素性质的变化规律：,从上往下，电子层数增多，原子半径 ；,35Br,3 Li,11Na,19K,IA族,A族,9 F,17Cl,归纳,得 电子能力 ，非金属性 。,失电子能力 ，,增大,增强,金属性,增强；,减弱,减弱,氢化物的稳定性 。,元素
14、最高价氧化物的水化物碱性 酸性 ,得电子能力 非金属性 ，,原子失电子能力 金属性 ，,非金属元素与氢气化合的难易程度 ，,从左到右，元素的核电荷数 原子半径 ,原子核对核外电子的引力逐渐 ,1、 同周期元素：,增强,增多,增强,增强,增大,减弱,减弱,减弱,越容易,越稳定,四、元素在周期表中的位置与性质的关系,减小,氢化物的稳定性 。,得电子能力 非金属性 ，,原子失电子能力 金属性 ，,原子核对核外电子的引力逐渐 ,电子层数 ，原子半径 ，,2、同主族元素：,减小,增多,增强,增强,增大,减弱,减弱,减弱,越难,越不稳定,从上到下，元素的核电荷数 ，,增多,增强,四、元素在周期表中的位置与
15、性质的关系,元素最高价氧化物的水化物碱性 酸性 ,非金属元素与氢气化合的难易程度 ，,P9页,问题解决,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,Cs,F,金属区,非金属区,五、元素周期律和元素周期表的重要应用,1、利用“构位性”的关系指导化学学习,、科学预言新元素及预测它们的原子结构和性质。 、对工农业生产的指导方面，可在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 、可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如：在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。,结构、性质、位置之间的关系,原子结构,决定,反映,元素的性质,决定,反映,元素在周期表中的位置,反映,决定,推测,预测,原子结构,表中位置,元素性质,主族序数=最外层电子数,金属性、非金属性强弱,最外层电子数 = 最高正价,原子序数 = 核电荷数,周期序数 = 电子层数,原子半径,同周期元素,同主族元素,从左到右,非金属性增强,金属性减弱,决定,从下到上,最高正价|最低负价|= 8,化学性质相似,六、微粒（原子、离子）半径大小的比较:,原子半径: Na Mg O F,离子半径
