课件18张PPT。 原子核外电子的排布 第一单元 核外电子排布和元素周期律单元分析专题1 微观结构与物质的多样性 复习：
1.什么是原子？
2.原子由什么微粒构成的？
?质子数原子的组成原子原子核核外电子（—）质子（+）中子Z个（A—Z）个Z个+原子序数=质量数 （1）电子的质量很小，带负电荷。
（2）电子运动的空间范围小。
（3）电子做高速运动，接近光速。
由于上述原因，核外电子的运动规律与
宏观物体不同：它没有确定的轨道，我
们不能测定或计算它在某一时刻所在的
位置，也不能描绘出它的运动轨道。
资料：核外电子运动的特点：核外电子运原子动的特征电子在原子核周围分层运动能量低的离核近，能量高的离核远。 电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电的云雾笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“电子云”1.核外电子分层排布：按照电子能量的高低，由里向外排列。 2.电子层——科学上根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，将能量不同的电子 运动区域称为电子层。
3.核外电子排布的一般规律
(1)电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。即最先排布K层，当K层排满后，再排L层……
思考：
写出1—18号元素的原子结构示意图，并带着问题仔细观察：这18种元素，它们的原子核外的每一个电子层中，所容纳的电子数有什么规律？ 思考：
氪元素的原子核外的第3电子层中，所容纳的电子数是多少？（２）每一电子层，最多填充的电子数为2n2个（n为电子层序数）。 结论： 表1—1 稀有气体元素原子核外电子排布81832188286Rn（氡）818188254Xe（氙）8188236Kr（氪）88218Ar（氩）8210Ne（氖）22He（氦）PONMLK各电子层的电子数元素(3)最外层电子数都不超过8个
（K层不超过2个）。
(4)次外层电子数不超过18个，
倒数第三层电子数不超过32个。
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]说明:ⅰ 对于上面三点规律之间的相互联系不能孤立的去理解.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.又如,当O层为次外层时,就不是最多排50个电子,而是最多排布18个电子.练习:1、下面的结构示意图正确的是:( )+32 1A+33B+112 8 1C+112 9D2.已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是 。
练习答案：E、D、C、B、A3.钠的原子结构示意图是否正确？若不正确，错在哪里？
4.A元素原子M电子层上有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名称为________________。
5.最外层电子数是其内层电子总数的一半的元素是________________。 [课堂小结]在含有多个电子的原子里，电子依能量的高低不同分层排布，其规律如下：（1）核外电子总是尽先排在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量高的电子层。
（2）每一电子层最多容纳2n2个电子。
（3）最外层电子数不超过8个（K层2个）。
（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
请大家注意“不超过”的含义，灵活运用。
[布置作业] 画出1～20号元素的原子结构示意图并熟记。 课件17张PPT。什么叫原子序数?
根据原子序数的规定方法，该序数与
原子组成的哪些粒子数有关系?
有什么关系?
你知道吗人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，
这种编号叫做原子序数．
元素的原子序数在数值上等于该元素原子的
核电荷数．原子序数=核电荷数=质子数
=原子核外电子数
1、原子核外电子排布的规律性 画出原子序数为1～20的元素的原子结
构示意图。
3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构元素核外电子排布情况1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构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。１．原子核外最外层电子排布规律从表中的数据看，你认为元素原子半径随原子序数的递增呈现什么规律性的变化? 观察与思考：2、原子半径大小的周期性2、原子半径大小的周期性２．原子半径变化的规律性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无正价结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 变化。
周期性３．常见元素化合价的一般规律①1~20号元素中，除了O、F外，
元素的最高正价等于最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+ /最低负价/ = 8｛②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟无正价，氧无最高正价 。微粒半径大小的比较（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；
（3）同一元素，阴离子半径＞原子半径＞
低价阳离子半径＞高价阳离子半径。解释：微粒半径大小取决于电子层数
原子核对外层电子的引力
外层电子之间斥力2、原子半径大小的周期性（4）同一列自上而下，离子半径增大；
（5）具有相同电子层结构的离子，原子序数
越大，离子半径越小。(1)He: ＞ ＞ ＞ ＞ (2)Ne: S2-＞ Cl- K+ Ca2+ (3)Ar: “径小序大” N3- O2- F- Na+ Mg2+H- ＞ Li+ ＞ Be2+ ＞ ＞ 问题与解决请比较以下微粒的大小
Na Al P Si
F Cl Br I
O O2-
Mg Mg2+
I- F-课件38张PPT。
元素周期律的小结
元素周期表及其应用 三、元素周期表及其应用 （一）元素周期表的结构三、元素周期表及其应用1.元素周期表是元素周期律的具体表现形式（一）元素周期表的结构2.元素周期表的编排原则①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②将电子层数相同的元素排成一个横行。
③将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。原子序数 ＝核电荷数
＝质子数
＝核外电子数（电中性原子） 3.周期（1）周期是指一横行，共分7个周期（3）周期序数=电子层数（2）周期的分类及所含元素特点4.族（1）族的分类及表示①主族:③0族：②副族:④Ⅷ族：由短周期和长周期共同构成的族七主：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA主族序数=最外层电子数完全由长周期元素构成的族稀有气体元素构成的族七副：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB包括8、9、10三列（2）族的分布位置小结：（1）周期数（7） ：三短、三长、一不全
（2）周期序数 ＝ 核外电子层数 。
（3）每一周期都是从 碱金属开始(第一周期从氢开始), 过渡到卤素，到稀有气体结束 。
（4）镧系元素：共15种。
锕系元素：共15种。（1）族数（16） ：七主、七副、0和Ⅷ
（2）主族序数 ＝ 最外层电子数
（3）族的排列顺序：
主→副→Ⅷ →主→副→0
ⅠA 、ⅡA、ⅢB、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、 Ⅷ
ⅠB 、ⅡB 、ⅢA、 Ⅳ A 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 、0小结：1、必须熟悉周期表的结构：18纵行：7主、7副、0与VIII；
7横行 ：三长、三短、一不全，
镧系、锕系排下边。2、必须掌握元素在周期表中的位置
和原子结构的关系： 周期序数＝原子的电子层数 主族序数＝元素原子最外层电子数=最高正价 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子核外电子数[总结]5.元素周期表分区（1）金属区：周期表的左下方（2）非金属区：周期表的右上方（3）稀有气体区：周期表的最右方（二）元素在周期表中的位置与性质的关系1.同周期：11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl ●同周期元素原子核外电子层数相同，
●从左往右，
●核电荷数递增，最外层电子数逐渐增加，
●原子半径逐渐减小，
●核对核外电子的吸引能力逐渐增强，
●失去电子的能力逐渐减弱，金属性减弱，
●得到电子的能力逐渐增大，非金属性增强。（二）元素在周期表中的位置与性质的关系2.同主族：3 Li
11Na
19K
37Rb
55CsLiOH NaOH KOH RbOH CsOH最高价氧化物水化物碱性增强与水反应的剧烈程度增强解释：从上往下，电子层增多，半径增大；
失电子能力增强，金属性增强。（二）元素在周期表中的位置与性质的关系2.同主族：9 F
17Cl
35Br
53I HClO4 HBrO4 HIO4最高价氧化物水化物酸性减弱单质氧化性逐渐减弱解释：从上往下，电子层增多，半径增大；
得电子能力减弱，非金属性减弱。（二）元素在周期表中的位置与性质的关系2.同主族：F
Cl
Br
I 从上往下，电子层增多，半径增大Li
Na
K
Si
Cs得电子能力减弱，非金属性减弱。失电子能力增强，金属性增强;
一般地,元素单质密度逐渐增大;
金属熔沸点逐渐减小,非金属熔沸点逐渐增大（二）元素在周期表中的位置与性质的关系F
Cl
Br
I 从上往下，电子层增多，半径增大Li
Na
K
Rb
Cs得电子能力减弱，非金属性减弱。失电子能力增强，金属性增强;11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 从左往右，核电荷增大，半径减小得电子能力增强，非金属性增强。失电子能力减弱，金属性减弱; 1Be Al SiGe As Sb Te 2 3 4 5 6 7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 0 Po At非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐增强阶梯线B元素金属性和非金属性的递变讨论及小结：周期表之最非金属性最强的元素是
稳定性最强的气态氢化物是
酸性最强的最高价氧化物的水化物是
金属性最强的元素是
碱性最强的最高价氧化物的水化物是
自然界稳定存在的金属性最强的元素是FrFHFHClO4FrOHCs（三）元素周期律和元素周期表的重要应用1.利用“构－位－性”的关系指导化学学习性质位置结构同周期：从左到右 递变性
同主族：从上到下 相似性和递变性原子序数＝质子数
主族序数＝最外层电子数
周期数＝电子层数1、 学习和研究化学的规律和工具2、研究发现新物质3、 论证了量变引起质变的规律性 预言新元素，研究新农药，寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。 元素周期律和元素周期表的意义 元素周期律和元素周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系在周期表中一定的 区域内寻找特定性质的物质寻找用于制取农药的元素寻找半导体材料寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料寻找用于制取农药的元素寻找半导体材料 元素周期表的意义
1.?学习和研究化学的规律和工具
2.?预测新元素,寻找原料
3.论证了量变引起质变的规律性根据元素周期表预言新元素的存在类铝（镓）的发现：
1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4 .7，而是5.9~6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。根据元素周期表预言新元素的存在（三）元素周期律和元素周期表的重要应用利用“构－位－性”的关系指导化学学习［例1］下列对于铯(Cs)的性质的预测中， 正确的是 （ ）
A．它只有一种氧化物Cs2O B．它与水剧烈反应
C．Cs＋具有很强的氧化性 D．CsHCO3受热不易分解1869年 门捷列夫发表的第一张元素周期表★粒子半径大小比较的规律同一主族元素的原子和离子,电子层数越多的,其半径越大. r(Na)＜r(K) r(F)＜r(Cl)
r(Na+)＜r(K+) r(F-)＜r(Cl-) ２同周期元素的原子,核电荷数越大的，其半径越小 r(Na)>r(Mg)
同周期元素的离子,阳离子半径逐渐减小、阴离子半径逐渐减小，但同周期的阳离子小于同周期的阴离子
r(Na+)>r(Mg2+) r(S2-)>r(Cl-) r(Cl-)>r(Na+)
３ 核外电子排布相同的离子,随核电荷数的增大，半径减小 4 同种元素的不同粒子的半径关系为：阳离子＜原子＜阴离子，且价态越高的粒子，其离子半径越小r(H+)＜r(H)＜r(H-)
r(Fe3+) ＜ r(Fe2+) ＜ r(Fe)如:r(O2-)>(F-)> r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+)请判断下列粒子的半径大小(1) F Cl S
Na Cl P
Na+ Mg2+ Al3+
(4) Cl- S2- K+ Ca2+课堂练习1. 下列元素中最容易和氢气化合的是（ ）
A.硫 B.氯 C.磷 D.碘
下列关于元素周期表中第三周期元素性质从左到右变化趋势 的叙述错误的是（ ）
A.最高正价依次升高
B.原子半径逐渐增大
C.气态氢化物稳定性逐渐增强
D.最高价氧化物对应的化合物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强BB短周期元素中，
与水反应最剧烈的金属是_____
与水反应最剧烈的非金属是_____
地壳中含量最多的元素是_____
最高价氧化物既能与盐酸又能与烧碱反应的是____NaFOAl2O3 lt复习练习电子层数相同，原子序数越大 原子半径 ___ 原子核对核
外电子吸引力___失电子能力____
得电子能力____金属性____
非金属性____2. 电子层数越多 原子半径___ 原子核对核外电子吸引力____失电子能力___
得电子能力___金属性____
非金属性____越小 越强越大 越弱3. 原子序数＝核电荷数＝________
周期序数＝__________
主族族序数＝______________质子数电子层数最外层电子数已知下列元素的原子结构示意图，判断它们的金属性与非金属性强弱，按由强到弱的顺序排列出来。原子序数＝核电荷数核电荷数：F>O>N>C>B>Be>Li同一周期从左到右的元素金属性渐弱，非金属性渐强已知下列元素的原子结构示意图，判断它们的金属性与非金属性强弱，按由强到弱的顺序排列出来电子层数：Cs>Rb>K>Na>Li+同一主族从上到下的元素金属性渐强，非金属性渐弱练
习稳定性强弱:HCl___H2S、 NH3____PH3
酸性强弱:H3PO4——H2SO4 、HClO4——HBrO4
碱性强弱: KOH____NaOH____Mg(OH)2 >>>>><课件13张PPT。1.随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。
2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。
3.随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
复习随着原子序数的递增，元素的金属性、
非金属性是否也呈现周期性的变化？
如何比较元素的金属性及非金属性？
思考与讨论 ①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？探究实验【实验1】切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油。在一只250 mL 烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象。 【实验2】将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中，向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液，观察实验现象。再加热试管，观察并记录实验现象。
【实验3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2 mol·L -1盐酸2 mL，观察并记录实验现象。
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SiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4弱酸中强酸强酸最强酸高温加热加热点燃或光照SiH4PH3H2SHCl非金属性逐渐增强小结随着原子序数的递增，元素的金属性、非金
属性呈现周期性的变化非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强元素周期律：
元素的性质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
布随着元素核电荷数的递增发生周期
性变化的必然结果。
课堂小结：
练 习1 从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系中，错误的是（ ）A 电子层数逐渐增多B 原子半径逐渐增大C 最高正化合价数值逐渐增大D 从硅到氯，最低负化合价从－4到－1AB2、下列气态氢化物中，最稳定的是（ ）
A．NH3 B. PH3 C. CH4 D. H2 O
3、能证明钠的金属性比铝的金属性强的事实是：
A.钠的原子半径比铝的原子半径小；
B.钠与强碱不反应，铝与强碱反应
C.钠能与水剧烈反应,而铝不能;
D.钠的金属光泽不如铝明显
４．用“＞”或“＜”回答下列问题：
(1)酸性：H2CO3 H2SiO3，
H2SiO3 H3PO4
(2)碱性：Ca(OH)2 Mｇ(OH)2，
Mg(OH)2 Al(OH)3
(3)气态氢化物稳定性：
H2O H2S，
H2S HCl课件21张PPT。元素周期表(一)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：Na
11钠H
1氢He
2氦Li
3锂Be
4铍B
5硼C
6碳N
7氮O
8氧F
9氟Ne
10氖Mg
12镁Al
13铝Si
14硅P
15磷S
16硫Cl
17氯Ar
18氩K
19钾Ca
20钙12341～18号元素的排列表一.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 族
主族：副族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第VIII 族：稀有气体元素 零族：共七个主族ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB ，ⅠB , ⅡB 共七个副族包含三列七主七副零八族主族序数＝最外层电子数族顺序：ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠAⅡ AⅢ BⅣBⅤ BⅥ BⅦ BⅧⅠ BⅡ BⅢ AⅣ AⅤ AⅥ AⅦ A023332第三周期第ⅥA 族第三周期第ⅠA 族第三周期第ⅢA 族第二周期0族56138+5+6+1+3—-3-2—元素原子结构与其在周期表中位置关系16S周期序数 = 电子层数 主族序数 = 最外层电子数 同周期元素电子层数相等 同主族元素最外层电子数相等 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。其它周期表其它周期表其它周期表练习与思考：1、推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。23457IVAIIIAVIAVIIAIIA练习与思考：2、下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族的一组元素是（ ）
（A）14、24、34 （B）26、31、35
（C）5、15、20 （D）11、17、18C练习与思考：3、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ ）
（A） （B）
（C） （D）D第三周期第IVA族的元素原子序数是：
Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的原子序数是：
短周期元素中，族序数＝周期序数的元素有：
族序数等于周期序数2倍的元素有：
周期序数＝族序数2倍的有： 练习与思考：14 3、19 H、Be 、 Al Ｃ S Li、Ｃa
