课件19张PPT。第一单元 原子核外电子排布与元素周期律专题1 微观结构与物质的多样性第1课时 原子核外电子的排布1.了解原子核外电子的运动特点，掌握用原子结构示意图表示原子的结构。 2.通过识记1～18号元素核外电子的排布，推导出原子核外电子排布的简单规律。3.体验和感受化学研究和认识物质的科学方法，从而增强学习化学的兴趣。原子由什么构成？核电荷数 = 质子数 = 原子核外电子数 决定了元素的种类;
决定了原子的种类。核电荷数质子数和中子数质量数（近似原子量）= 质子数 + 中子数复习回顾：电子的运动与宏观物体相比有何特点？1. 运动微粒（电子）的质量很小2.运动速度极高3. 运动范围极小无法描述电子运动的轨迹9.11×10-31 kg,只有质子质量的1/1836n×10-10 m不能测定或计算它在某一时刻所在的位置为了形象地表示原子的结构，人们创造了“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原子结构示意图分层排布电子层符号低 → 高能量高低电子层（n）近 → 远离核距离K L M N O P Q …1 2 3 4 5 6 7… 原子中的电子总是处在原子核的引力场中。在多电子原子中，电子的能量是不相同的。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。这样的现象类似于地球的万物处于地心的引力场中,只有具有较高能量的物体才能摆脱地球引力的束缚。知识介绍 对于给定的元素，还要知道哪些规律，才能完成其原子
结构示意图的表示呢？ 围绕所提出的问题，根据资料寻找规律。请以四人为一个小组，进行进一步的探讨。资料1：1～18号元素的原子结构示意图资料2：稀有气体元素的原子核外电子排布1.电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后由内往外，依次排在能量逐渐升高的电子层里（能量最低原理）先排K层，排满K层后再排L层，排满L层后再排M层，依此类推。2.每个电子层最多只能容纳2n2个电子。3.最外层最多只能容纳 8个电子（K层为最外层时不能超过
2个），次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层最多只能容纳32个电子。核外电子排布规律1.稳定结构：最外电子层上为8个电子(只有一个电子层时为2)（如He、Ne、Ar等）2.不稳定结构：原子容易失去电子或容易得到电子转化成最外电子层上为8个电子的稳定结构(只有一个电子层时为2)（如，失去电子：Na、Mg、Al；得到电子：F、O、Cl）原子结构与元素性质的关系3.元素原子的最外层电子数目和元素性质的关系 最外层
电子数得失电子元素性质金属性
非金属性
稳定性易失
易得
稳定金属元素
非金属元素
稀有气体元素一般＜4
一般≥4
8或2（He）类型项目1.某元素原子核外L层电子数是其他层电子数之和的2倍，
则该元素的核电荷数为( )
A.6 B.8 C.12 D.16
2.两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比
相等，则在核电荷数为1～10的元素中，满足上述关系的
元素共有( )
A.1对 B.2对 C.3对 D.4对ACB 3.A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B原子
核外电子总数比A原子核外电子总数多5个，则A与B形成
的化合物的化学式为( )
A.A2B3 B.BA2 C.AB4 D.B3A2D 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。Na2S5.根据下列叙述,写出相应元素的名称。
（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6.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 K课件21张PPT。第2课时 元素周期律1.学会通过数据观察和分析归纳出一般事物规律的方法以及掌握元素周期律的相关内容。 2.懂得如何应用元素周期律的知识判断元素微粒之间大小的比较。3.进一步学习元素周期律的实质，体会结构决定性质这一化学特征。《镓的故事》 1875年法国化学家布瓦博德朗发现了镓，并把测得的关于镓的主要性质公布了。不久收到了俄国化学家门捷列夫的来信,指出镓的比重不应该是4.7，而是5.9～6.0…… 第二年他重新测定，结果镓的比重确实为5.94。 门捷列夫预言的依据是什么呢？ 交流与讨论1： 观察1～18号元素的原子结构示意图可以发现原子最外层电子排布随核电荷数的递增有什么规律性的变化?结论1：随着核电荷数的递增，原子最外层电子排布呈现周期性变化交流与讨论2： 观察下表：用横坐标表示元素原子核外最外层电子数，以纵坐标表示原子半径，根据数据表作图，表示出3～9、11～17号元素的原子最外层电子数与原子半径的函数图像。提示:1.稀有气体元素原子半径的测定依据与其他元素不同，
没有可比性。2.表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。结论2：
随着核电荷数的递增，元素原子半径呈周期性变化，每隔一定数目，元素原子半径重复由大到小的变化趋势（稀有气体元素除外）。 原子半径大小的比较方法：
从左到右，逐渐减小；从上到下，逐渐增大。（补充）微粒半径比较（除稀有气体）比较微粒半径大小的依据（三看）>一看电子层数：电子层数越多半径越大Na Na+原子半径 相应的阴离子半径
原子半径 相应的阳离子半径<>（稀有气体元素除外） Cl- Cl; Fe2+ Fe3+ O2- F- Na+ Mg2+ >>>电子层数相同，核电荷数越大半径越小。二看核电荷数：三看核外电子数：>>电子层和核电荷数都相同时，
核外电子数越多，半径越大。 交流与讨论3：
观察3～9、11～17号元素的最高正化合价与最低负化合价。 结论3：随着核电荷数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，元素的最高正价重复出现由+1到+7递增，最低负价由-4到-1递增的变化。（稀有气体元素除外） +4
- 411~17号元素元素的主要化合价的变化规律4、同周期元素化合价：+1→+7 ;-4→-1（稀有气体元素为零）2、元素的最高正价＝最外层电子数
元素的最低负价=最外层电子数-8O无最高正价，F无正价3、最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价 ︳=81、金属元素无负价；金属性元素原子失电子的能力非金属性元素原子得电子的能力注意：想一想：
元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性变化？金属性（非金属性）的强弱只与原子失（得）电子的能力大小有关，与失（得）电子的多少无关。①比较金属与水（酸）置换出H2的难易；
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的难易和稳定性；
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另一种非金属单质。如何设计实验证明三者金属性强弱？ Na Mg Al Si P S Cl如何设计实验证明四者非金属性强弱？金属性 Na > Mg > Al实验探究一：Na、Mg、Al的金属性递变探究：实验探究二：Si、P、S、Cl的非金属性结论：同一周期的元素随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强根据上述知识可以总结如下：元素周期律：
元素的性质(原子的最外层电子数、原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性等)随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化。元素周期律的实质：
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。随着核电荷数的递增元素周期律元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化原子序数为1～18的元素，随着核电荷数的递增不呈周期性变化的是( )
A. 原子量 B. 主要化合价
C. 原子半径 D. 电子层数AD2.下列各组元素递变情况错误的是 ( )
A. Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多
B. P、S、Cl 元素最高正化合价依次升高
C. B、C、N、O、F原子半径依次增大
D. Li、Na、K、Rb的金属性依次增强C 3.下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
Na、Mg、Al
B.N、O、F
C.P、Si、Al
D.C、Si、NaAB4.下列各组原子序数所表示的两种元素，能形成AB2型离子化合物的是：( )
A. 6和8 B. 11和16 C. 12和17 D. 8和16BC5.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A
