化学 元素周期律
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课件36张PPT。1第一章物质结构 元素周期律第二节 元素周期律一、原子核外电子排布1、电子层 ：K L M N O P Q
在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高
2、电子排布的规律
(1) 电子总是尽先占据能量低的轨道。
(2) 每层最多填充电子数 2n2
(3) 最外层电子数不能超过8个，次外层电子数不能超过18个，倒数第三层不能超过32个。例题2.下列说法肯定错误的是（ ）
A.某原子K层上只有一个电子
B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍
C.某原子M层上和L层上电子数的和为K层上
和N层上电子数的和的4倍
D.某离子的核电荷数与最外层上的电子数相等例题1.某元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，且最外层电子数与次外层电子数之和小于10。该元素为（ ）
A.锂 B.铍 C.氧 D.钙CB二、元素周期律 根据1-18号元素的原子结构示意图思考并讨论：随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价呈现什么规律性变化？完成书上P14-15：图表0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 ——0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 —— +1 +2 +3 +2/+4 +3,+5 -2/-1 -1 ——
-4 -3 +1 +2 +3 +2/+4 +1~+5 +4/+6 +1+3+5+7 —
-4 -3 -2/-1 -1 231 → 81 → 8随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化结论1 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar元素化合价周期性递变图 *** 化合价与最外层电子数关系结论2、随着元素原子序数的递增，电子层相同的元素主要化合价呈现周期性的变化。①电子层数：②核电荷数：电子层数相同,核电荷数越多,原子半径越小③最外层电子数：电子层数、核电荷数相同时，最外层电子数越多，原子半径越大
结论3：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 的变化。电子层数越多，原子半径越大原子半径递变图核外电子排布相同
例题3.已知元素X、Y的核电荷数分别是x和y，它们的离子Xm+ 和 Yn- 的核外电子排布相同，下列关系式正确的是（ ）
A. x – y = m – n B. x – y = m + n
C. y – x = m – n D. y – x = m + n 例题4.已知1~18号元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，则以下内容从大到小的排序为：
（1）原子序数 （2）原子半径 （3）离子半径B思考：
结构示意图为 的粒子，其x值可能
为？相应的粒子符号分别为？
** 小结10e-微粒
一核10e-微粒 两核10e-微粒
三核10e-微粒 四核10e-微粒
五核10e-微粒13** 小结10e-微粒一核10e-微粒 两核10e-微粒三核10e-微粒 四核10e-微粒五核10e-微粒F—、O2—、N3— Na+、Mg2+、Al3+ NeHF、OH—H2O、NH2—、NH3 、H3O+CH4 、 NH4+10e—微粒：
分子：
简单离子：
复杂离子：14Ne、HF、H2O、NH3 、CH4 F—、O2—、N3— Na+、Mg2+、Al3+ H3O+、OH—、NH4+ 、NH2— 元素的性质元素的金属性元素的非金属性单质最高价氧化物对应水化物原子半径大小变化 预测11~17号元素的金属性、非金属性的变化规律元素金属性强弱的判断依据：1、金属单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度
2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱元素的金属性单质最高价氧化物对应水化物金属单质氢氧化物Na、Mg、AlNaOH
Mg(OH)2
Al(OH)31、金属单质与水或酸的反应与冷水剧烈反应冷水微弱，沸水较剧烈剧烈反应反应比镁慢结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换出氢的能力依次减弱。与沸水反应很微弱剧烈反应，且发生燃烧NaOHMg(OH)2Al(OH)3中强碱（ ）（ ） 2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强碱两性氢氧化物结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。与冷水剧烈反应与沸水反应剧烈反应反应比镁慢NaOHMg(OH)2Al(OH)3强碱中强碱两性氢氧化物Na Mg Al 金属性逐渐减弱与沸水反应很缓慢剧烈反应，且发生燃烧。元素的非金属性单质最高价氧化物对应水化物非金属单质最高价含氧酸Si、P、S、ClH4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4非金属性逐渐增强结论： Na Mg Al Si P S Cl
元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
同一周期元素同周期元素结构和性质递变规律结构：钠(活泼金属)→硅(非金属元素)→氯(活泼非金属)→氩 原子半径 得失电子 失电子能力→减弱得电子能力→增强元素性质 金属性→减弱 非金属性→增强表现：（1）单质的还原性 （1）单质的氧化性
（2）置换出H2的能力 （2）和H2化合的能力
（3）氢氧化物碱性 （3）最高价含氧酸酸性 同主族元素结构和性质递变规律1、金属性（以碱金属为例）：从上至下金属性逐渐增强2、非金属性（以卤素为例）：从上至下非金属性逐渐减弱HX
酸性 元素的性质随着原子序数的递增而呈
现周期性的变化规律。 元素周期律—— 原子的核外电子排布周期性的变化。实质：三、 位、构、性的关系结构位置性质（1）结构与位置的关系原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数＝主族最高正价
向右向上 原子半径减小
向左向下 原子半径增大元素周期表中 结构（2）结构与性质的关系电子层数↗
原子半径↗
原子核对最外层电子的吸引力↘
失电子能力↗ 得电子能力↘
金属性↗ 非金属性↘ 同主族： 核电荷数↗
原子半径↘
原子核对最外层电子的吸引力↗
失电子能力↘ 得电子能力↗
金属性↘ 非金属性↗
同周期：（3）位置与性质的关系非金属性增强金属性增强元素周期表33注意区分：金属性还原性非金属性氧化性金属性金属活动性在周期表中一定的区域内
寻找特定性质的物质体现量变和质变的辩证关系四、元素周期表和元素周期律的应用学习和研究化学的重要工具①预测新元素②寻找半导体材料③合成新农药④寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金⑤进行“位置，结构，性质”的推导应用：P18：
在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高
2、电子排布的规律
(1) 电子总是尽先占据能量低的轨道。
(2) 每层最多填充电子数 2n2
(3) 最外层电子数不能超过8个，次外层电子数不能超过18个，倒数第三层不能超过32个。例题2.下列说法肯定错误的是（ ）
A.某原子K层上只有一个电子
B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍
C.某原子M层上和L层上电子数的和为K层上
和N层上电子数的和的4倍
D.某离子的核电荷数与最外层上的电子数相等例题1.某元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，且最外层电子数与次外层电子数之和小于10。该元素为（ ）
A.锂 B.铍 C.氧 D.钙CB二、元素周期律 根据1-18号元素的原子结构示意图思考并讨论：随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价呈现什么规律性变化？完成书上P14-15：图表0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 ——0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 —— +1 +2 +3 +2/+4 +3,+5 -2/-1 -1 ——
-4 -3 +1 +2 +3 +2/+4 +1~+5 +4/+6 +1+3+5+7 —
-4 -3 -2/-1 -1 231 → 81 → 8随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化结论1 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar元素化合价周期性递变图 *** 化合价与最外层电子数关系结论2、随着元素原子序数的递增，电子层相同的元素主要化合价呈现周期性的变化。①电子层数：②核电荷数：电子层数相同,核电荷数越多,原子半径越小③最外层电子数：电子层数、核电荷数相同时，最外层电子数越多，原子半径越大
结论3：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 的变化。电子层数越多，原子半径越大原子半径递变图核外电子排布相同
例题3.已知元素X、Y的核电荷数分别是x和y，它们的离子Xm+ 和 Yn- 的核外电子排布相同，下列关系式正确的是（ ）
A. x – y = m – n B. x – y = m + n
C. y – x = m – n D. y – x = m + n 例题4.已知1~18号元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，则以下内容从大到小的排序为：
（1）原子序数 （2）原子半径 （3）离子半径B思考：
结构示意图为 的粒子，其x值可能
为？相应的粒子符号分别为？
** 小结10e-微粒
一核10e-微粒 两核10e-微粒
三核10e-微粒 四核10e-微粒
五核10e-微粒13** 小结10e-微粒一核10e-微粒 两核10e-微粒三核10e-微粒 四核10e-微粒五核10e-微粒F—、O2—、N3— Na+、Mg2+、Al3+ NeHF、OH—H2O、NH2—、NH3 、H3O+CH4 、 NH4+10e—微粒：
分子：
简单离子：
复杂离子：14Ne、HF、H2O、NH3 、CH4 F—、O2—、N3— Na+、Mg2+、Al3+ H3O+、OH—、NH4+ 、NH2— 元素的性质元素的金属性元素的非金属性单质最高价氧化物对应水化物原子半径大小变化 预测11~17号元素的金属性、非金属性的变化规律元素金属性强弱的判断依据：1、金属单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度
2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱元素的金属性单质最高价氧化物对应水化物金属单质氢氧化物Na、Mg、AlNaOH
Mg(OH)2
Al(OH)31、金属单质与水或酸的反应与冷水剧烈反应冷水微弱，沸水较剧烈剧烈反应反应比镁慢结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换出氢的能力依次减弱。与沸水反应很微弱剧烈反应，且发生燃烧NaOHMg(OH)2Al(OH)3中强碱（ ）（ ） 2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强碱两性氢氧化物结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。与冷水剧烈反应与沸水反应剧烈反应反应比镁慢NaOHMg(OH)2Al(OH)3强碱中强碱两性氢氧化物Na Mg Al 金属性逐渐减弱与沸水反应很缓慢剧烈反应，且发生燃烧。元素的非金属性单质最高价氧化物对应水化物非金属单质最高价含氧酸Si、P、S、ClH4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4非金属性逐渐增强结论： Na Mg Al Si P S Cl
元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
同一周期元素同周期元素结构和性质递变规律结构：钠(活泼金属)→硅(非金属元素)→氯(活泼非金属)→氩 原子半径 得失电子 失电子能力→减弱得电子能力→增强元素性质 金属性→减弱 非金属性→增强表现：（1）单质的还原性 （1）单质的氧化性
（2）置换出H2的能力 （2）和H2化合的能力
（3）氢氧化物碱性 （3）最高价含氧酸酸性 同主族元素结构和性质递变规律1、金属性（以碱金属为例）：从上至下金属性逐渐增强2、非金属性（以卤素为例）：从上至下非金属性逐渐减弱HX
酸性 元素的性质随着原子序数的递增而呈
现周期性的变化规律。 元素周期律—— 原子的核外电子排布周期性的变化。实质：三、 位、构、性的关系结构位置性质（1）结构与位置的关系原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数＝主族最高正价
向右向上 原子半径减小
向左向下 原子半径增大元素周期表中 结构（2）结构与性质的关系电子层数↗
原子半径↗
原子核对最外层电子的吸引力↘
失电子能力↗ 得电子能力↘
金属性↗ 非金属性↘ 同主族： 核电荷数↗
原子半径↘
原子核对最外层电子的吸引力↗
失电子能力↘ 得电子能力↗
金属性↘ 非金属性↗
同周期：（3）位置与性质的关系非金属性增强金属性增强元素周期表33注意区分：金属性还原性非金属性氧化性金属性金属活动性在周期表中一定的区域内
寻找特定性质的物质体现量变和质变的辩证关系四、元素周期表和元素周期律的应用学习和研究化学的重要工具①预测新元素②寻找半导体材料③合成新农药④寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金⑤进行“位置，结构，性质”的推导应用：P18：