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1、第二节 元素周期律,第一章 物质结构 元素周期律,Contents,1、原子的构成:,原子核,核外电子,质子,中子,原子序数核电荷数质子数核外电子数,元素种类,原子(核素)种类,元素的化学性质,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,一、知识要点：,核外电子排布图,2. 原子核外电子的排布, 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）, 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；,2. 原子核外电子的排布,小 大,由内到外，能量逐渐升高,C,练习,1
2、、在第n电子层中，当它作为原子的最外层时，其最多容纳的电子数与第（n-1）层相同；当它作为原子的次外层时，其最多容纳的电子数比 （n-1）层多10个，则对此电子层的判断正确的是（ ）A、必有K层； B、必为L层；C、必为M层； D、可为任意层,2、下列微粒中，结构示意图可以表示为 的是( ) F- Na+ Ne K+ A. B. C. D.,A,思考,通过对118号元素的原子结构示意图的比较，分析原子的核外电子层数和最外层电子数的变化有何规律,3. 核外电子的排布规律,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
3、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。,规律一：原子最外层电子数不超过8个,是不是所有元素原子最外层电子数都不超过8个，次外层、倒数第三层又有什么特点？,Li Na,Fr,K,Rb,Cs,H,A,A,A,次外层电子不超过 个，倒数第三层电子不超过 个。,18,32,由上图可以看出次外层和 倒数第三层的电子排布有什么特点？,思考,规律二：,次外层电子不超过 个，倒数第三层电子不超过 个。,规律二：,电子层与该层能容纳的最多电子数有什么联系？,思考,规律三：每个电子层的电子不超过2n2个,2,8,18,32,N=2n2
4、,3. 核外电子的排布规律一低四不超,一低：核外电子总是尽先排布在 的电子层里， 四不超：每层电子不超过 个，最外层电子不超过 个，次外层电子不超过 个，倒数第三层电子不超过 个。,能量最最低,2n2,8,18,32,D,练习1、,练习2、根据下列叙述，写出粒子符号并画出相应的结构示意图。 (1)A元素原子的M层电子数是L层电子数的一半_。 (2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：_。 (3)与Ne原子电子层排布相同的C元素的+1价离子：_。 (4)D元素原子的-2价离子次外层电子数是最外层电子数的 ：_。,练习3： 1、电荷数分别为16和6的 元素的原子相比较，前者的下列数据
5、是后者的4倍的是（ ） A、电子数 B、最外层电子数 C、电子层数 D、次外层电子数 2、2311Na+中的质子数是 ，中子数是 ，核外电子数是 ，质 量 数是 。 3、3216S2-中的质子数是 ，中子数是 ，核外电子数是 ，质量数是 。,D,11,12,10 23,16 16,18 32,Contents,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排布呈周期性变化。,表5-5 118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12,最外层电子数18,最外层电子数18,二、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。,根据
6、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,决定原子半径大小的因素,电子层数,核对电子的吸引作用,电子间的排斥作用,表5-5 118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,逐渐减小,逐渐增大,比较微粒半径大小的规律, 同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小, 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大, 同种元素的微粒：价态越低，微粒半径越大即：阳离子中性原子Mg Al Si,Li Na K F- Cl- F- Na+ Mg2+ Al3+,(第二周期阴离子）,(第三周期阳离子）,Fe3+ Fe2+ Fe H+ H AB B.原子半径
7、由大到小的顺序是r(B)r(A)r(C) C.离子半径由大到小的顺序是r(C-)r(B2+)r(A2-) D.原子最外层电子数由多到少的顺序是BAC,B,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。,表5-5 118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+10,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 -10,思考,分析元素主要化合价的变化情况?,二、元素周期律,2,18,3,18,随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。,科学探究1：电子排布和化合价的变化规律，完
8、成两个表格并思考相关问题。,原子的最外层电子排布,原子的最外层电子排布与化合价有什么关系？,结论：,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，其他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。,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1117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。,练习 1、下列各组元素的递变情况错误的是 (双选)( ) AC、N、O、F元素最高正价依次升高 BSi、P、S、Cl最低负化合价依次升高 CLi、
9、Na、K最高正化合价依次升高 DCl、Br、I原子半径依次增大,AC,2.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是( ) A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐减小 C.最高正化合价数值逐渐增大 D.从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1,A,Contents,四、元素金属性（非金属性）的周期性变化,随着元素原子序数的递增，元素的金属性（非金属性）呈周期性的变化。,同一周期元素金属性、非金属性有何递变规律？,思考,从碱金属元素到卤族元素， 最外层电子数从1递增到7， 失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强， 即表现为：金属性逐渐减弱，非金属性依次增强。,金属性与非金属性的强弱判断
10、,判断依据,金属单质与水或酸反应置换出H2的难易,金属氧化物对应的水化物碱性强弱,非金属单质与H2化合的难易及气态 氢化物的稳定性,最高价氧化物对应的水化物（最高 价含氧酸）的酸性强弱,非金属单质间的置换反应,金属与盐溶液发生的金属 间的置换反应,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,剧烈反应生成气体,较迅速反应生成气体,Mg+2HCl=MgCl2+H2 ,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2,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
11、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,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？,逐渐增强,非金属性逐渐增强,1118号元素性质的变化中得出如下的结论：,结论：同一周期元素，随核电荷数增大， 失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,练习1 下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( ) A根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B用钠来置换MgCl2溶液中Mg，来验证Na的金属性强于Mg C根据
12、Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D根据碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱,D,练习2 下列说法不正确的是( ) ASiH4能自燃，H2S在300 分解，说明硫的非金属性比硅强 BCl2H2S=S2HCl，说明氯的非金属性比硫强 CH3PO4为三元酸，H2SO4为二元酸，可推知磷的非金属性比硫强 DHCl比HBr稳定，可推知非金属性氯大于溴,C,原子序数 最外层电子数 原子半径 （稀有气体不考虑） 最高正化合价 、 最低负化合价,大 小,+1 +7,同周期元素性质递变规律小结,失电子能力由强到弱，得电子能力由弱到强 元素的金属性由强到弱
13、，非金属性由弱到强呈现周期性变化,-4 -1,1 7 8（或2）周期性变化,小 大,元素周期律,元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。,小结：元素周期表中元素性质递变规律,大小,小大,电子层数相同、最外层电子增多,逐渐减小 逐渐增大,逐渐增大 逐渐减小,金属性减、非金属性增,金属性增、非金属性减,最高正价+1+7,最高正价=族系数,碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强,碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱,形成：难易 稳定性：弱强,形成：易难 稳定性：强弱,电子层增多最外层电子数相同,练习1.下列有关元素周期律的叙述，正确的是（ ）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,
