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1、第二节节 元素周期律 第1课时课时 原子核外电电子排布和元素周期律课堂互动讲练探究整合应用知能优化训练第 1 课 时课前自主学案学习目标1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。2.了解核外电子分层排布的规律。3.理解原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、金属性和非金属性等元素性质的周期性变化规律。学习目标课前自主学案一、原子核外电子的排布 1电子的能量 (1)原子是由_和_构成的。 (2)在多电子原子中，电子的能量_。 (3)电子能量与运动的区域 电子能量较低运动区域离核_。 电子能量较高运动区域离核_。自主学自主学习习习习原子核核外电电子 不同较较近 较远较远2电子层(1)概念
2、：在含有多个电子的原子里， 电子运动的_的区域简化为_的壳层，称作电子层。(也称作洋葱式结构，如图所示)能量不同不连续连续(2)不同电子层的表示及能量关系3.电子分层排布电子总是尽可能先从_排起，当一层充满后再填充下一层。各电 子层 (由 内到 外)序号(n)1234567 符号_ _ _ _ OPQ 与原子核 的距离_能量_KLMN 由近到远远由低到高内层层思考感悟 1思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核 外电子排布分别与稀有气体He、Ne、Ar的核外 电子排布相同？ 【提示】 (1)与He原子电子层结构相同的离子 有： Li、Be2、H。 (2)与Ne原子电子层结构相同的离子有： F、
3、O2、N3、Na、Mg2、Al3。 (3)与Ar原子电子层结构相同的离子有： Cl、S2、P3、K、Ca2。二、元素性质的周期性变化 1元素化合价的周期性变化周期序数原子序 数化合价(最高价、最低价)的变化一1210 二310最高正价：_最低负价 ：_ 三1118 最高正价：_最低负价 ：_ 结论：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现 _、最低负价呈现_的周 期性变化15 41 17 41由1到7由4到12.元素金属性与非金属性的周期性变化(1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较减弱 增强三、元素周期律 1内容：元素的性质质随着原子序数的递递增 而呈_
4、变变化。 2实质实质 ：元素性质质的周期性变变化是 _呈周期性变变化的必然结结果 。周期性核外电电子排布思考感悟 2(1)和酸反应时，1 mol Mg和1 mol Al分别失 去2 mol e和3 mol e，能否说明Al的金属性大 于Mg? (2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金 属性大于Cl? 【提示】 (1)不能。比较金属性强弱时不能根 据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电 子的难易。 (2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧 化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO 都不是最高价含氧酸。1(2011年大连高一检测)下列叙述正确的是( )A电子的能量越低，运
5、动区域离原子核越远B核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动C稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子D当M层是最外层时，最多可排布18个电子自主体自主体验验验验解析：选B。在离核较近区域内运动的电子能量 较低；He原子最外层只有2个电子；任何电子层 作最外层时，所容纳的电子均不超过8个。 2除第一周期外，关于同周期主族元素的下列 变化规律中不正确的是( ) A从左到右，原子半径逐渐减小 B从左到右，元素原子的氧化性减弱，还原性 增强 C从左到右，元素最高正价数从1递增到 7(O、F除外)，负价由4递变到1 D从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物 的碱性减弱，酸性增强(O、F除外)解析：选B。
6、同周期的主族元素从左到右，原子 半径逐渐减小；氧化性增强，还原性减弱；金 属性减弱，非金属性增强；最高正价从1递增 到7(O、F除外)，负价由4递变到1。由此 可得B错误。 3下列各组元素性质的递变规律错误的是 ( ) ALi、Be、B原子最外层电子数依次增多 BP、S、Cl元素的最高正化合价依次升高 CB、C、N、O、F原子半径依次增大 DBe、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增 强解析：选C。本题考查的知识点是同周期、同主族元素性质的递变规律。对于同周期主族元素，自左向右，最外层电子数依次增多，最高正 价依次增大(O、F除外)，原子半径依次减小。对于同主族元素，自上到下，失电子能力逐
7、渐 增强，得电子能力逐渐减弱。Li、Be、B都是第二周期元素，自左向右依次排列，根据元素周 期律，其最外层电子数依次增多，A项正确；P、S、Cl都是第三周期元素，自左向右依次排列，其最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，B项正确；B、C、N、O、F都是第二周期元素，自左向右依次排列，故原子半径依次减小，C项错误；同主族从上至下，电子层数逐渐增多，失电子能力依次增强，所以D项正确。课堂互动讲练1核外电电子分层层排布的规规律 (1)能量最低原理 原子核外电电子总总是先排布在能量最低的电电子 层层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升 高的电电子层层，即排满满了K层层才排L层层，排满满 了L层层才排
8、M层层。 (2)各电电子层层的电电子分布规规律 以n表示原子核外电电子层层的序号。原子核外电子排布各电子层最多容纳电子数为2n2。 当n为最外层时，最多容纳8个电子(n1时最 多容纳2个电子)。 当n为次外层时，最多容纳18个电子。 特别提醒：(1)核外电子排布的规律是相互联系的 ，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最 多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多 可以排布8个电子。 (2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核 外电子排布情况分别为：2核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。弧线表示各电子层。弧线上的数字表示该电子层
9、上的电子数，如(2)离子结构示意图当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。(3)质子数与核外电子数的关系由以上原子结构示意图和离子结构示意图可知，质子数与核外电子数的关系：原子：核内质子数核外电子数阳离子：核内质子数核外电子数离子所带电荷数阴离子：核内质子数核外电子数离子所带 电荷数根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。例例1 1【解析】【答案】 【规律方法】 短周期元素原子结构的特殊性(1)原子核内无中子的原子：H。(
10、2)原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。(3)原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。(4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元 素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的 元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍 的元素：Ne。 (6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素 ：H、Be、Al。 (7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素： Be。 (8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元 素：Li、Si。 (9)原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素 ：Li、P。变式训练1 (2011年武汉高一检测)下列叙述中，正确的
11、是( )A核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一定相同B凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素D阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同解析：选C。Na与Ne的原子结构示意图分别为，核外电子排布相同，但二者化学性质迥然不同，A错；主族元素单原子形成的离子不一定达到8电子或2电子稳定结构， 如氢原子转化成氢离子之后原子核外的电子数为零，B错；核外电子排布相同的两原子其电子数必然相等，质子数也相等，核电荷数相等，故一定 属于同种元素，C正确；阴离子的核外电子排布是非金属原子得电子之后形成的，比上一周期稀
12、有气体元素原子多一个电子层，如氯离子其 离子结构示意图为 ，与上一周期的氖元素原子的核外电子排布不同，D错。周期表中元素性质的变化规律项目同周期(从左到 右)同主族(从上到 下) 最外层电子数由1逐渐增到7( 第一周期由1到 2)相同主要化合价最高正价1 7最低负价 41最高正价相同(O 、F除外)原子半径逐渐减小(稀有 气体除外)逐渐增大项目同周期(从左到 右)同主族(从上到 下) 得失电子能力得电子能力增 强，失电子能 力减弱得电子能力减 弱，失电子能 力增强 单质的氧化性 、还原性还原性减弱、 氧化性增强氧化性减弱， 还原性增强 最高价氧化物 对应水化物的 酸碱性碱性减弱，酸 性增强酸性
13、减弱，碱 性增强非金属氢化物 的生成难易及 稳定性生成由难到易 ，稳定性由弱 到强生成由易到难 ，稳定性由强 到弱特别提醒：元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系：元素原子的核外电子排布决定着元素的主要性质。(1)一般来说，当最外层电子数少于4个时，易失去电子，表现出金属性；当最外层电子数多于4个时，易得到电子，表现出非金属性。(2)当最外层为8个电子(氦为2个电子)时，原子处于稳定结构，化学性质稳定。(2011年高考天津卷改编题)以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( )A第A族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子B同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小C
14、第A族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强D同主族元素从上到下，金属性逐渐减弱例例2 2【解析】 A项，137Cs比133Cs多4个中子，两者质子数相等。C项，氢化物的稳定性随元素非金属性的增强而增强。D项，同主族元素从上到下，金属性逐渐增强。【答案】 B变式训练2 (2010年高考广东卷)短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如表所示 ，下面判断正确的是( )A.原子半径：丙丁戊B金属性：甲丙C氢氧化物碱性：丙丁戊D最外层电子数：甲乙甲 乙 丙 丁 戊解析：选C。同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱
15、，故对应碱的碱性也是减弱的，C正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多 ，故D错。1同周期(1)规律：同周期，左右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)2同主族(1)规律：同主族，上下，原子(或离子)半径逐渐增大。粒子半径(用r表示)“四同”比较较(2)举例：碱金属：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)3同元素(1)规律：r(阴)r(原)r(阳)，r(低价阳离子)r(高价阳离子)(2)举例：r(Cl)r(Cl)，r(Na)r(Na)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)4同结构 (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越 大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2) r(Al3)特别提醒：粒子半径大小比较是考试中的热点 ，通常题目中进行粒子大小比较时用以上“四 同”比较即可，但有时用以上方法不能直接解
