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1、高中化学2 必修,元素周期律,2.电子按能量高低在核外分层排布。,1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动,一、原子核外电子的排布,核外电子排布图,近远,低高,内层,排满,123 4 56 7,KLMNOPQ,2n2,8,18,2,8,32,18,0,1,思维拓展: 核外电子的分层排布规律有： (1)原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层; (2)原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子; (3)原子最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层不能超过2个电子); (4)原子次外层电子数不超过1
2、8个电子(K层为次外层不能超过2个电子) 。,电子层,层内电子数,粒子符号,原子核,质子数或核电荷数,核外电,不,子数,答案原子结构示意图中各电子层上的电子数目必须遵守核外电子的排布规律，该结构示意图中最外层电子数为9，不符合排布规律。,4分析离子结构示意图，概括离子的核电荷数与核外电子数的关系。 答案阳离子核外电子数小于核电荷数，阴离 子核外电子数大于核电荷数，其差值均为它们所带的电荷数。,5原子形成阳离子或阴离子后，其电子层结构发生了哪些变化？ 答案原子形成阳离子后，要减少一个电子层，形成阴离子后电子层数不变，但最外层电子数增多，它们都达到了稳定结构。,填写教材P1415表格：,科学探究一
3、,310号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,1118号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构,元素核外电子排布情况,12号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构,1,2,3,8,8,2,周期性,元素原子半径数据,逐渐减小,逐渐减小,周期性,元素化合价,F、O,周期性,1 2 3,大小,+1 0,+1 +5 - 4 - 1 0,随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。,核外电子排布、原子半径和元
4、素化合价的变化,大小,+1 +7 - 4 - 1 0,常见元素化合价的一般规律,120号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为： 最高正价 + 最低负价= 8,金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；,氟元素无正价，氧元素无最高正价 。,金属性与非金属性的强弱判断,判断依据,科学探究2：元表的性质和原子序数间的关系。,实验1：镁与水的反应,未加热时无现象，加热溶液变红色,Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2,实验2：镁和铝与盐酸的反应,钠镁铝性质比较,跟冷水剧 烈反应,NaOH 强碱,跟沸水反应 放H2；跟
5、酸 剧烈反应放 H2,Mg(OH)2 中强碱,跟酸较为 迅速反应 放H2,Al(OH)3 两性 氢氧化物,结论：金属性 NaMgAl,逐渐增强,非金属性逐渐增强,资料3：非金属性质的变化规律,通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？,1118号元素性质的变化中得出如下的结论：,元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。元素周期律是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。,重点：同一周期元素，随核电荷数增大， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,三、元素周期表和元素周期律的应用,总结,结构 位置 性质,2.周期数 =电子层数,3.主族序数=最外层
6、电子数=最高正价,4.最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）,一.位置 和结构关系,1.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数,5. 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 6.核外电子数=质子数-离子电荷（带符号）,注：1.最外层电子数为2的原子未必在A (如He、很多过渡元素如Fe） 2.次外层电子为8的原子一般是：第三周期元素和长周期的A、A元素 3.最外层电子数为3-7的原子是主族元素 4.主族元素：某元素的原子序数-稀有气体 =1、2或-1 -5,二、原子结构和性质的关系,1.最外层电子排布饱和的粒子稳定，一般不易得失电子 2.最外层电子数4，一般为金属元素易失去电子 最
7、外层电子数4，一般为非金属元素易得到电子 最外层电子数=4，一般不易得到和失去电子 3.金属只能显示正化合价 4.原子半径越大，电子离核越远，得电子能力减弱， 失电子能力增强； 原子半径越小，电子离核越近，得电子能力增强， 失电子能力减弱；,三、位置与性质的关系,五条特色线：横，竖、撇、捺，楼梯线 1.横：递变（金属性递增、非金属性递减） 2.竖：相似有递变 (与代表元素性质相似，但不能忽视递变) 3.撇：递变（金属性增，非金属性减） 4.捺：斜线相似（45角） 5.楼梯线：金属与非金属分界线,注：1. 元素的单质都是气体：0族 2.只有非金属的族是：A、 0族 3.全是金属的族是：A、副族、
8、 4.全是非金属的周期是：第一周期 5.分界线附近元素：两性金属（Al或Be） 或半导体材料（Si或Ge） 6.过渡元素：催化剂材料（MnO2) 7.非金属区：农药（P），杀虫剂,内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 最外电子数 最高正价 原子半径 离子半径 得电子能力（氧化性） 失电子能力（还原性） 金属性 非金属性 最高价氧化物水化物酸碱性 气态氢化物稳定性,内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加 最外电子数 逐渐增加（18） 相同（等于族序数） 最高正价 +1+7 等于族序数 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阴阳离
9、子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大 得电子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱,分析粒子半径的影响因素,1.原子核对外围电子的吸引力 2.外围电子之间的排斥力 (1)内层电子对外层电子的排斥力 (2)外层电子对本层电子的排斥力 粒子半径是指：最外层电子离原子核的距离 最外层电子离核越远则粒子半径越大,例2：Na与Na+,分析：核电荷数相同，吸引力相同。 电子层数相同， 电子数多排斥力大即：Cl- Cl
10、,例1： Cl- 与Cl,分析：核电荷数相同，吸引力相同 电子层数不同，层数少半径小即：Na Na+,例4：Cl-与Na+,分析：核电荷数多引力大 电子数多斥力大 电子层数多半径大即：Cl- Na+,例3： F- 与Na+,分析：核电荷数多引力大 电子数相同，斥力相同即： F- Na+,分析：核电荷数多引力大 电子数多斥力大前者影响为主，即： Na Cl,例5： Na 与Cl,Cl- Cl,Na Na+,F- Na+,Cl- Na+,Na Cl,越大,越小,越大,电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径,核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最
11、外层电子数越多)，则半径,微粒半径大小比较规律,先看电子层数,电子层数越多， 则半径,一般情况下(稀有气体除外):,如 Li Na K Rb Cs,I Br Cl F,如 Na Mg Al,F O N C,如 Cl Cl-,微粒半径大小的比较,比较微粒大小的依据（三看） 1.看电子层数：电子层数越多半径越大 （层多径大） 如： K+Na+FClBrI 2.看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。 （层同，核大径小） 如：S2-Cl-K+Ca2+; O2-F-Na+Mg2+Al3+ HLi+ 3.看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。 （核同，电多径大）ClCl; FeFe2+Fe3+；HH+,
