课件40张PPT。专题1 微观结构与物质的多样性
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布1803年，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，
他认为原子是化学变化中不可再分的实心球体。问题1：请你结合已学知识、科学事实，用批判的眼光说说上述“原子理论”有哪些不合理之处 原子的构成、原子核的构成是怎样的?电子在原子内有“广阔”的运动空间，在这“广阔”的空间里，电子怎样运动呢？有规律吗？电子的特征:
1、质量很小，是中子或质子质量的1/1836
（质子质量为1.673×10-27kg,中子质量为1.675×10-27kg）
2、体积很小
3、运动速度很快，接近光速即3×108米/秒<讨论>从质量、体积、运动速度等角度讨论原子
核外电子有什么特点？请同学们猜测，原子核外电子运动有什么特点？能象宏观
物体一样说出在某一时刻电子所在的位置吗？核外电子运动特征：
1、电子在原子核外运动并不遵循宏观物体的运动规律，
无一定的运动轨迹
2、电子在核外运动所处的位置及运动速度不能准确确定，
但可以用统计的方法确定电子在核外某处出现的机会
3、具有一定能量的电子在原子核外一定区域内运动，在
同一区域内运动的电子的能量大致相同就上述分析，你认识到在多电子原子里，原子核外所有的
电子都在同一区域运动吗？在不同区域上运动的电子的能量相同吗？结论1：核外电子分区域运动结论2：不同区域中电子能量不同科学模型处理：
1、原子核外电子是分区域运动的，人们把核外电子运动
的不同区域看作不同的电子层（模型思想）
2、各个区域上运动着的电子的能量是不同的，即各电子
层上电子的能量不同问题：目前人们把原子核外分为几个电子层呢？
在各电子层上运动的电子的能量有什么区别呢？近→远低→高K L M N O P Q各电子层中电子离核远近和电子能量大小比较各个电子层所容纳的电子数有规律吗？请结合上述元素原子核外电子排布情况，讨论问题：
1、核外电子总是先排哪一个电子层，请你举例说明。
2、各电子层上最多可容纳电子的数目是多少？和该电子层的序数（用n表示）有何关系？
3、最外电子层、次外电子层及倒数第三电子层最多可
容纳的电子数目是多少？核外电子分层排布的一般规律22n281832 为了形象地表示原子的结构，人们就创造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。15第1层第2层第3层K层L层M层285原子结构示意图＋电子离核越远，能量也就越高。
核外电子排布三原则1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对
2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道
3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子根据原子光谱和理论分析
核电荷数为1~18的元素原子核外电子层排布思考:请你画出硫离子、钠离子的结构示意图最外层电子数决定化学性质原子核外电子的排布分层的排布排
布
的
规
律由于电子能量的不同而分层排布，由近到远，由能量低到能量高。1．能量由低到高；２．每层最多容纳电子数目是2n2。3．最外层电子数目不超过8个，K层为最外层时不超过2个。 ４．次外层电子数目不超过18个， [课堂小结]161．下面关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述正确的是（ ）
A．核外电子是分层运动的
B．所有电子在同一区域里运动
C．能量高的电子在离核近的区域运动
D．能量低的电子在离核远的区域绕核旋转
2.若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，
则a的数值为 ( )?
A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2课堂练习AA3.根据下列叙述,写出元素名称
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；___________
（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）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________
硅硼氖4.A元素原子M层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个，
（1）画出A元素的原子结构示意图;
（2）A、B两元素形成化合物的化学式。补充练习有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素，V和Z元素原子的最外层都只有一个电子，W和Y元素原子的最外层电子数相等，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍，X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半。由此可推知（填元素符号）：
V是____W是____X是_____Y是____Z是___答案：H、O、Al、S、K1、原子核外电子排布的规律性 画出原子序数为1～18的元素的原子结
构示意图。
1、核外电子排布的周期性(1)同一行自左到右，电子层数不变，最外层电子数增加；(2)同一列自上而下，最外层电子数不变，电子层数增加。2、原子半径大小的周期性2、原子半径大小的周期性3~9号元素或11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径的变化规律是 ： 逐渐减小逐渐减小周期性2、原子半径大小的周期性（1）同一行自左到右，电子层数不变，
最外层电子数增加，原子半径减小；
（2）同一列自上而下，最外层电子数不变，
电子层数增加，原子半径增大；
解释：微粒半径大小取决于①电子层数
②原子核对外层电子的引力
③外层电子之间斥力1、下列元素中，原子半径最大的是 （ ）
A、锂 B、钠 C、氟 D、氯
2、下列各元素的负化合价从–1～–4依次安排的是 （ ）
A、F.Cl.Br.I B、Li.Na.Mg.Al
C、C.N.O.F D、Cl.S.P.Si
BD练习：元素的主要化合价元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？2 3结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。
周期性3、元素化合价变化的周期性(1)最高正价=最外层电子数
(2)负价价数= 8-最高正价
(3)O、F无正价3、元素化合价变化的周期性M2O无MO无M2O3无RO2RH4R2O5RH3RO3H2RR2O7HR(1)最高正价=最外层电子数
(2)负价价数= 8-最高正价
(3)O、F无正价例： 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、XH4D①比较金属与水（酸）置换出H2难易；
②比较最高价氧化物的水化物的碱性强弱；
③能否从化合物中置换出另一种金属。a.比较与氢气生成气态氢化物难易和稳定性；
b.比较最高价氧化物的水化物的酸性强弱；
c.能否从化合物中置换出加一种非金属单质。4.元素金属性变化规律的探究如何设计实验证明三者金属性强弱？如何设计实验证明四者非金属性强弱？4.元素金属性变化规律的探究1、写出化学方程式或离子方程式:
(1)钠与冷水剧烈反应：
(2)镁与沸水迅速反应;
(3)铝与沸水缓慢反应;
(4)镁与盐酸剧烈反应;
(5)铝与盐酸迅速反应;
。4.元素金属性变化规律的探究冷水，剧烈
红色沸水，迅速
浅红色沸水,缓慢
难变红剧烈,发烫迅速,发烫NaOH
强碱Mg(OH)2
中强碱Al(OH)3
弱碱强 弱5.元素非金属性变化规律的探究高温磷蒸气加热点燃或光照不稳定
自燃较不稳定
易分解不很稳定
分解很稳定SiH4
SiO2PH3
P2O5H2S
SO3HCl
Cl2O7H4SiO4
弱酸H3PO4
中强酸H2SO4
强酸HClO4
最强酸弱 强最高价氧化物对应水化物的酸碱性金属性和非金属性递变金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强结论： 元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化。
这个规律叫元素周期律。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 这是继原子理论后人们对化学元素概念认识的又一次深化和飞跃。它揭示了各种化学元素和化合物之间，各种不同原子间的内在联系。元素周期律统一了整个无机化学。它又作为基本定律贯穿于化学领域的各个分支，它的科学思想渗透于边缘学科和交叉学科之中，改变着人们的思维方法与认识手段。它揭示了自然界的普遍联系的思想，应用了从量变到质变的辩证法规律，这是科学史上的一个伟大勋业，具有伟大的科学意义和哲学意义。
---------恩格斯课件13张PPT。专题1 微观结构与物质的多样性
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
第3课时 元素周期表将1～18号元素排列在一张表格中，这张表格必须体现出周期律内容，要能体现出原子最外层电子排布、原子
半径、元素的化合价的周期性变化规律。
任务：现在使用的元素周期表：这么多种元素，是按照怎样的规律排布在周期表中的呢？一.由1—18号元素的原子结构分析1.每一横行有什么相同点？2.每一纵行有什么相同点？每一横行的电子层数相同每一纵行的最外层电子数相同（除稀有气体元素外）二.第一张元素周期表是由哪个国家的哪位科学家编制的?俄国的门捷列夫元素周期表一.编排原则： ⑴ 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行,即周期 ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，即族一.元素周期表的结构周期第1周期：2 种元素第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素第7周期：26种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数 = 电子层数 （横向）一.元素周期表的结构 族ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第VIII 族：稀有气体元素主族序数 = 最外层电子数 （纵向） 零族：共七个主族ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族三个纵行，位于Ⅶ B 与ⅠB中间 请你回答已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？
小结元素周期表的结构：周期：三短三长一不全
族： 七主七副八与零熟记： 三个短周期，七个主族和零族的元素符号和名称。门捷列夫的元素周期表： 其它周期表其它周期表课件7张PPT。专题1 微观结构与物质的多样性
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
第4课时 元素周期表的应用二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1.同周期从左到右，元素的金属性和非金
属性如何变化？
同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。判断：
①硒酸与高溴酸的酸性强弱
答案：硒酸＜高溴酸
②H2Te与HI的稳定性
答案：稳定性 H2Te＜HI
③LiOH与Be（OH）2的碱性
答案：碱性：LiOH＞Be（OH）2
思考：以卤素单质与氢气化合为例，大家讨论同一主族元素从上至下，元素性质将如何递变？ 同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。 结论：请判断：
①H2SO4和H2SeO4的酸性
答案：H2SO4＞H2SeO4
②Ca（OH）2和Al（OH）3的碱性
答案：Ca（OH）2＞Al（OH）3
练习思考：请同学们在元素周期表中找出金属性最强的元素(放射性元素除外)和非金属性最强的元素。
金属性最强的元素位于周期表左下角
(除放射性元素外)是铯(Cs)；
非金属性最强的元素位于周期表的
右上角，是氟(F)。
2.位置、结构、性质三者之间的关系三、元素周期表的意义
1.?预测新元素
2.寻找原料
四、元素周期律的发现和周期表的编制课件14张PPT。专题1 微观结构与物质的多样性
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布核电荷数为1~18的元素原子结构示意图34思考？？你能发现随着元素核电荷数的递增，元素原子核外电子的排布有什么变化么？其规律是？
元素在元素周期表中的排布有什么规律么？
为什么如此编排元素周期表？
编排元素周期表的目的是什么？
元素周期表在化学研究中的作用？
5氦原子结构示意图（图）原子的结构6电子云如图所示为氢原子的电子云示意图理解电子云注意：每一个小黑点只代表电子在该处出现一次，并不代表有一个电子。
一个点没有多大意义，众多点的疏密不同才有意义。什么是电子云？
电子云的描述方法是什么？
电子云图形成的过程是怎样的？
通过这种方式最后得到的结果是什么？
8电子云定义：描述方法：过程：结果：是用统计的方法对核外电子运动规律所作的一种描述。用点的密度大小表示电子在某处出现机会的多少。给原子拍照。很像在原子核外有一层疏密不等的“云”。9核电荷数为1~18的元素原子结构示意图10你能发现随着元素核电荷数的递增，元素原子核外电子的排布有什么变化么？试猜想其变化规律。11核外电子分层排布电子按能量高低在核外分层排布。12核外电子排布三原则1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对
2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道
3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子稀有气体元素原子电子层排布14排 布 规 律电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
每个电子层最多只能排布2n2个电子。
K层为最外层时，最多只能容纳2个电子。
其它各层为最外层时，最多只能容纳8个电子。
次外层最多不超过18个电子。K→ L → M→N → O → P2→ 8 →18→32→50→ 2n21→ 2 → 3→ 4→ 5 → 6课件25张PPT。高中化学·必修2·苏教版第二课时 元素周期律[目标导航] 1.通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。2.初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。一、原子结构的周期性变化
1．原子序数
(1)概念：按 由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫原子序数。
(2)数量关系：原子序数＝ ＝ ＝ 。核电荷数质子数核外电子数核电荷数2．原子结构的周期性变化
(1)随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈
现 变化，除 元素外，最外电子层上的电子数重复出现从 递增到 的变化。
(2)随着原子序数的递增，元素原子半径(稀有气体除外)呈现 变化。3～9号元素、11～17号元素原子半径随着核电荷数的递增都逐渐 。周期性H、He18周期性减小【议一议】
1．“1～18号元素的原子半径随着核电荷数的递增逐渐减小”这句话是否正确？为什么？
答案 不正确。①3～9号元素，11～17号元素的原子半径随着核电荷数的递增逐渐减小，变化规律是周期性的，而不是一直减小；②2、10、18号等稀有气体元素的原子半径与其他元素的原子半径测定标准不同，不具有可比性。③核电荷数小的元素其原子半径不一定小，如Li>Cl。2．比较下列原子半径：
(1)r(Na)________r(S) (2)r(H)________r(Li)
答案 (1)> (2) <二、元素周期律
1．元素性质的周期性变化
(1)最低和最高化合价
①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价由 递增到 (O、F除外)，元素的最低负化合价按硅、磷、硫、氯的顺序，由 递增到 。
②元素的最高化合价 ＝ 原子核外 (O、F除外)；元素的最低化合价 ＝ ；最高化合价＋|最低化合价|＝ 。＋1＋7－4－1最外层电子数原子核外最外层电子数－88(2)金属性和非金属性
①钠、镁、铝单质活动性强弱的顺序是： 。
②硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物的形成条件和氢化物的稳定性：按硅、磷、硫、氯的顺序，随着元素核电荷数的递增，与氢气化合越来越 ，气态氢化物越来越 ，非金属性越来越 。
③最高价氧化物水化物的酸碱性的强弱：从钠元素到氯元素，随着核电荷数的 ，最高价氧化物水化物的碱性逐渐 ，酸性逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。Na＞Mg＞Al易稳定强递增减弱增强减弱增强2．元素周期律
(1)概念：元素的性质随着元素 的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
(2)内容：随着元素 的递增，元素的 (稀有气体除外)、元素的 性和 性、元素的主要 都呈现周期性变化。
(3)实质：元素性质的周期性变化是元素原子 周期性变化的必然结果。核电荷数核电荷数原子半径金属非金属化合价核外电子排布【议一议】
1. 第3周期中元素的最高正价由＋1递增到＋7，第2周期中元素的最高正价是否也是由＋1递增到＋7?
答案 不是，第2周期中氧元素、氟元素一般只有负价，没有正价。
2. 某元素的最高正价、最低负价与最外层电子数之间存在什么规律？
答案 最高正价＝最外层电子数；最低负价＝最外层电子数－8。3. 根据你所知道的知识，判断元素的金属性、非金属性强弱依据有哪些？
答案 (1)金属性强弱的判断依据：①单质与水或酸反应置换氢的难易；②最高价氧化物对应的水化物碱性的强弱；③单质间的相互置换。(2)非金属性强弱的判断依据：①与氢气化合的难易程度；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱；④单质间的相互置换。4．原子失去的电子数越多，元素的金属性越强，对吗？
答案 不对，元素金属性的强弱与失去电子的难易程度有关，与失去电子数的多少无关，如Na失去一个电子形成Na＋，Al失去三个电子形成Al3＋，但是Na的金属性强于Al。1．微粒半径大小比较
【例1】 下列粒子半径大小比较正确的是
( )
A. 原子半径：F＞Cl
B．原子半径：钠＞硫＞氯
C．离子半径：S2－＜Cl－＜K＋＜Ca2＋
D．第3周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
答案 B解析 F原子与Cl原子最外层电子数相同，随着原子序数的递增原子半径逐渐增大，所以Cl的原子半径大，A错；钠、硫、氯是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，C错；第3周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，但阴离子半径大于阳离子半径，D错。规律总结
1．原子半径大小的比较
同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。如：
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。如：r(Li) r(K)，r(O) (1)具有相同电子层结构的离子半径大小的比较。如：r(O2－)>r(F－)> r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力增强，半径减小。
(2)同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。如：r(F－)r(H＋)同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。变式训练1 下列微粒半径的比较中，正确的是
( )
A．r(Na＋)>r(Na) B．r(Cl－)>r(Cl)
C．r(Ca2＋)>r(Cl－) D．r(Mg)>r(Na)
答案 B
解析 同种元素价态越高半径越小，r(Na＋) r(Cl－)>r(Cl)；核外电子排布相同的粒子，核内质子数越多，半径越小，r(Ca2＋)【例2】 下列事实不能说明X元素比Y元素的非金属性强的是
( )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
答案 C解析 比较元素非金属性强弱的判断依据有：单质与H2化合越容易，元素非金属性越强；最高价氧化物对应水化物酸性越强，元素非金属性越强；X能从Y的氢化物中置换出Y单质，说明X非金属性强于Y，所以A、B、D能说明X非金属性强于Y；原子最外层电子数多的元素不一定比原子最外层电子数少的元素的非金属性强。如O的非金属性大于Cl。规律点拨
1．元素金属性强弱的判断
(1)比较元素金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。2．元素非金属性强弱的判断
(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。变式训练2 下列叙述说明金属甲的活动性比金属乙的活动性强的是
( )
A．在氧化还原反应中甲失去的电子数比乙原子失去的电子数多
B．同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强
C．乙不能够在甲的盐溶液中置换出甲
D．甲能与冷水反应产生氢气而乙只能与热水反应产生氢气
答案 D解析 化学反应中镁比钠失去的电子多(前者失去2e－，后者失去e－)，但镁的金属活动性比钠弱，A项错误；Cu2＋比
Fe2＋的氧化性强，但Cu的金属活动性比Fe弱，B项错误；如钠放入硫酸铜溶液中，不能置换出铜，但是金属钠的活动性强于铜，C项错误；甲能与冷水反应而乙只能与热水反应，这都说明金属甲的还原性比乙强，即甲的金属活动性比乙强，D项正确。再见
