高中化学教材必修2第一章1.2《元素周期律》ppt
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第一章 第2节 元素周期律第1课时 原子核外电子的排布学习目标：
1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。
2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。
重点：
核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。
难点：核外电子的分层排布。在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
K L M N O P Q一、原子核外电子的排布 [课本P13]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________。原子核核外电子不同较近较远一、原子核外电子的排布 [课本P13]2．电子层
(1)概念：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(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。KLMN由近到远由低到高内层电子分层排布的规律 （分析表1-2）①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个A. 能量最低原理 核外电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。B. 各电子层排布规律(n表示电子层的序号)注意：
1.以上几点是互相联系的，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，则最多可以排布8个电子。
2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布
3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、324．核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图
①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。
②弧线表示各电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如(2)离子结构示意图
①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。
如：Na+：Na：-e-②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。Cl：Cl-：+e-氢(H) 氦(He)锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布注意：短周期元素原子结构的特殊性 【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。
(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。（4）稀有气体元素原子电子层排布（4）稀有气体元素原子电子层排布5.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子 （1）与2He原子电子层结构相同的离子：（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+1H-、3Li+、4Be2+阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同
阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+5.含有10个电子的常见粒子 [设计P16左下]7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-15P3-、16S2-、17Cl-、HS-10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+6.含有18个电子的常见粒子 [设计P16左下]18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H619K+、20Ca2+1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 B、
C、 D、
+19 2 8 9+12 2 10+3 1 2+54 2 8 18 20 6练习:2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ）
A、Li B、Si C、Al D、KBBXXXXX4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是( )
A 2、8、18、32、58
B 2、8、18、32、50、8
C 2、8、18、32、50、18、8
D 2、8、18、32、32、18、8D练习:根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。第二课时 元素周期律二、元素原子结构的周期性变化
1．元素原子核外电子排布的周期性变化由1到8
2．元素化合价的周期性变化＋1→＋5－4→－1＋1→＋7－4→－1由＋1到＋7由－4到－11、化合价递变规律2、化合价与主族序数的关系同主族：
同周期：(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(2)?最高正价?+?最低负价?= 8
(3)最低负价 = –(8– 最外层电子数)
= –(8– 主族序数)3、注意（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价
（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0
（3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）从上到下，化合价一般相同例：某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化学式为（ ）
A、HX B、H2X
C、XH3 D、XH4
1.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ）
A．H2BO4 B．H3BO3
C．HBO2 D．H2B4O73.元素原子半径的周期性变化由大到小1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大）
2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小）
3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+原子半径和离子半径与核电荷数、
电子层数以及电子数的关系结论5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。练习: Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- K+、 CI-、 S2-、Ca2+( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)比较下列粒子半径的大小（N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) S2- 与 S 、 AI 与 AI3+1.比较钠、镁、铝、氧、氟的原子半径大小。
2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）(A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF阳离子半径： Li+ < Na+ F- 3.下列半径最大的微粒是 （ ）
A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+
4.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）
A. 原子半径:A>B
B. 原子序数:A>B
C. 离子半径:A2+>B3+
D. 质量数:A>BCA C现象： 镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。 反应式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2结论：镁元素的金属性比钠弱△ 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。讨论第三周期元素的性质递变现象： 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。反应：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2结论：镁元素的金属性比铝强2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较冷水、剧烈冷水、缓慢结论金属性：Na>Mg剧烈迅速结论金属性：Mg>Al强碱性中强碱两性氢氧化物结论金属性：Na>Mg>Al结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。小结 钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。金属性强弱顺序：Na > Mg > Al判断金属性强弱的标准
①单质与水或酸
反应置换出氢气的难易
②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱
③相互置换硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较(课本15页表)SiPSCl高温H4SiO4
弱酸磷蒸气与氢气能反应H3PO4
中强酸须加热H2SO4
强酸光照或点燃爆炸HClO4
最强酸结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。
氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl 非金属性：Si < P < S < Cl单质与氢气的化合条件氢化物的稳定性SiH4PH3H2SHCl高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃很不稳定不稳定较不稳定稳定从氢化物看
最高价氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17ClSiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4硅 酸磷 酸硫 酸高氯酸极弱酸中强酸强 酸最强酸 非金属性：Si < P < S < Cl从最高价氧化物的水化物看判断元素非金属性的强弱的标准
①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性
②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
③相互置换 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强用结构观点解释：电子层数相同核电荷数增多原子半径减小原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同周期元素 从左到右原子核对最外层电子的吸引力增强随着原子序数的递增核外电子排布呈周期性变化元素性质呈周期性变化元素周期律最外层电子数 1→8（K层电子数 1→2）原子半径 大→小（稀有气体元素突然增大）化合价：+1→+7 －4→－1（稀有气体元素为零）决定了归纳出引起了元素化学性质金属性非金属性变化思考：1.(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?
【思考·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。BC1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，
Mg最外层有2个电子；
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
AB3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ）
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A 4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P5.下列 内容过长，仅展示头部和尾部部分文字预览，全文请查看图片预览。
D. 质量数:A>BCA C谢谢2．根据周期律对角线规则，金属Be和Al单质及其化合物的性质相似。试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式(有Na2BeO2生成)_____________________________________；
(2)Be(OH)2与Mg(OH)2可用试剂________鉴别，其离子方程式为___________________________________________。
解析：Be单质及其化合物是中学化学课本以外的知识。Al及其化合物是《元素周期律》一节已经学习到的知识。因此，应用“原型类比，由此及彼”的解题思路，依据Al跟NaOH溶液反应的知识，结合提示，即可顺利答出第一问。而类比Al(OH)3与Mg(OH)2性质的差异，就可以正确解答第二问了。Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，既能溶于强酸，又能溶于强碱。Mg(OH)2只显碱性不显酸性，只能跟酸溶液反应，但不能跟碱溶液反应，所以Be(OH)2与Mg(OH)2可以用NaOH溶液区别开来。[文章尾部最后500字内容到此结束,中间部分内容请查看底下的图片预览]请点击下方选择您需要的文档下载。
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