元素周期律参考课件[精选文档]

1、第二节 元素周期律第一课时原子核外电子排布分子：分子：原子：原子：离子：离子： 1 1、构成物质的基本微粒、构成物质的基本微粒: : 保持物质化学性质的最小微粒。保持物质化学性质的最小微粒。化学变化中的最小微粒。化学变化中的最小微粒。带电荷的微粒。分为阳离子，阴离子。带电荷的微粒。分为阳离子，阴离子。原子和离子的关系：原子和离子的关系：一、知识回顾一、知识回顾阳离子阳离子原子原子阴离子阴离子得电子得电子得电子得电子失电子失电子失电子失电子 2 2、原子的组成、原子的组成: : 原子核原子核核外电子核外电子质子质子中子中子元素种类元素种类原子原子( (核素核素) )种类种类元素的化学性质元素的化

2、学性质决定决定决定决定决定决定az原子( x)azx:代表一个质量数为代表一个质量数为a a，质子数为，质子数为z z的原子。的原子。质量数（质量数（a a）质子数（）质子数（z z）中子数（）中子数（n n）原子中：质子数原子中：质子数= =核电荷数核电荷数= =核外电子数核外电子数= =原子序数原子序数阳离子中：质子数阳离子中：质子数= =核外电子数核外电子数+ +离子所带电荷数离子所带电荷数阴离子中：质子数阴离子中：质子数= =核外电子数核外电子数- -离子所带电荷数离子所带电荷数现代物质结构理论现代物质结构理论原子原子核质子质子质子中子中子中子带负电荷带负电荷带正电荷带正电荷不带电荷不

3、带电荷质子数（核电荷数）核外电子数质子数（核电荷数）核外电子数原子不显电性原子不显电性核外电子运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动；间小）的原子核外作高速运动； 不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少到它在空间某个位置出现机会的多少质子、中子、电子的电性和电量怎样？质子、中子、电子的电性和电量怎样？1个质子带一个单位正电荷个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷个电子带一个单位负电荷中子不带电中子不带电 1 1、电子的能量、电子的能量

4、: : 任何一个电子都具有一定的能量。在含有多个任何一个电子都具有一定的能量。在含有多个电子的原子里，各电子的能量有所不同。电子的原子里，各电子的能量有所不同。 2 2、电子的运动区域、电子的运动区域: : 在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离核较近的区域内运动，能量高的电子通常在离在离核较近的区域内运动，能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。核较远的区域内运动。why？ 原子核带正电荷，电子带负原子核带正电荷，电子带负电荷，电子围绕着原子核做高速电荷，电子围绕着原子核做高速的圆周运动，电子和原子核之间的圆周运动，电子和原子核之间存在着强烈的电

5、性作用。存在着强烈的电性作用。二、原子核外电子排布二、原子核外电子排布 3 3、电子层、电子层: : 把不同的区域简化为不连续的壳层，叫做电子层。把不同的区域简化为不连续的壳层，叫做电子层。二、原子核外电子排布二、原子核外电子排布第第1层层第第2层层第第3层层第第4层层第第5层层第第6层层第第7层层电子层名称及其符号电子层与原子核之间的距离各电子层之间的能量关系最多容纳的电子个数k层层l层层m层层n层层o层层p层层q层层从左到右由近及远从左到右由近及远从左到右由低到高从左到右由低到高 4 4、核外电子排布的规律、核外电子排布的规律: : 核外电子分层排布核外电子分层排布电子首先排布在能量最低的

6、电子层里电子首先排布在能量最低的电子层里（能量最低原理能量最低原理）a.a.每层最多容纳的电子数为每层最多容纳的电子数为2n2n2 2（n n代表电子层数）代表电子层数） b.b.最外层所排的电子数不超过最外层所排的电子数不超过8 8个（第一层为最外层时，电个（第一层为最外层时，电子数不超过子数不超过_个），次外层不超过个），次外层不超过1818个，倒数第三层不超过个，倒数第三层不超过3232个。个。二、原子核外电子排布二、原子核外电子排布2第第1层层第第2层层第第3层层第第4层层第第5层层第第6层层第第7层层电子层名称及其符号最多容纳的电子个数k层层l层层m层层n层层o层层p层层q层层281

7、832熟练掌握前熟练掌握前20号元素原子结构示意图号元素原子结构示意图练习：画出练习：画出clcl、k k、brbr、i i、cscs、fefe的核外电的核外电子排布情况子排布情况课堂练习课堂练习例例1：根据下列叙述，写出其元素符号、名称，并画出原子结构：根据下列叙述，写出其元素符号、名称，并画出原子结构示意图：示意图：（1）a元素原子核外元素原子核外m层电子数是层电子数是l层电子数的一半层电子数的一半 。 （2）b元素原子的最外层电子数是次外层电子数的元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍倍 。（3）c元素原子的次外层电子数是最外层电子数的元素原子的次外层电子数是最外层电子数的14

8、4， 。 （4）d元素原子的核电荷数是电子层数的元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数又是倍，其质子数又是最外层电子数的最外层电子数的3倍，倍， 。 sibnep规律：规律：最外层电子已达到稳定结构的离子难的事最外层电子已达到稳定结构的离子难的事电子；电子；而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大，而未达到稳定结构的原子其核电荷数越大，最外层电子数越多，电子半径越小，则越容易得电子，最外层电子数越多，电子半径越小，则越容易得电子，反之越容易失电子。反之越容易失电子。课堂练习课堂练习 例例2：下列微粒中，得电子能力最强的是（：下列微粒中，得电子能力最强的是（ ）a. c b.f c.na+ d

9、.al3+b元素原子结构的特殊性元素原子结构的特殊性：最外层电子数为最外层电子数为1 1的原子有：的原子有：h h、lili、nana、k k最外层电子数为最外层电子数为2 2的原子有：的原子有：hehe、bebe、mgmg、caca最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：bebe、arar最外层电子数是次外层电子数最外层电子数是次外层电子数2 2倍的原子是：倍的原子是：c c最外层电子数是次外层电子数最外层电子数是次外层电子数3 3倍的原子是：倍的原子是：o o最外层电子数是次外层电子数最外层电子数是次外层电子数4 4倍的原子是：倍的原子是：nene次

10、外层电子数是最外层电子数次外层电子数是最外层电子数2 2倍的原子有：倍的原子有：lili、sisi内层电子总数是最外层电子数内层电子总数是最外层电子数2 2倍的原子有：倍的原子有：lili、p p 用电子层描述电子运动的范围和区域用电子层描述电子运动的范围和区域多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，多个电子的原子里，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。 通常能量高的电子在离核较远的区域运动，通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离

11、核较近的区域运动。这就能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。近，能量越低；越远，能量越高。一、原子核外电子的排布一、原子核外电子的排布 分层排布：分别用分层排布：分别用n = 1n = 1、2 2、3 3、4 4、5 5、6 6、7 7来表示从来表示从内到外的电子层，并分别用符号内到外的电子层，并分别用符号k k、l l、m m、n n、o o、p p、q q来表来表示）；示）； 在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子

12、能量较高，原子核外的电子总是尽可能地区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地 先从内层排起；先从内层排起；1234567k l m n o p q由内到外，能量逐渐升高由内到外，能量逐渐升高 1 1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律价递变的规律: : 三、元素周期律三、元素周期律118118号元素的号元素的核外电子排布核外电子排布变化变化规律规律最外层电子数最外层电子数1212最外层电子数最外层电子数1818最外层电子数最外层电子数1818 1 1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的

13、规律价递变的规律: : 三、元素周期律三、元素周期律随着原子序数的递增，元素原随着原子序数的递增，元素原子电子层数逐渐增加，最外层电子电子层数逐渐增加，最外层电子的排布呈子的排布呈周期性周期性变化。变化。118118号元素的号元素的原子半径原子半径递变规律递变规律原子半径原子半径 大大小小原子半径原子半径 大大小小 1 1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律价递变的规律: : 三、元素周期律三、元素周期律随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈布呈周期性周期性变化。变化。随着原子序数的递增，元素

14、原子半径排布呈随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期周期性性变化。变化。规律：规律：同主族元素同主族元素，随着核电荷数的递增，原子半径，随着核电荷数的递增，原子半径越来越大；越来越大；同周期元素同周期元素，从左到右，随着核电荷数的，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）118118号元素的号元素的主要化合价主要化合价递变规递变规律律 主要化合价：正价主要化合价：正价+10+10主要化合价：正价主要化合价：正价+1+5+1+5，负价：，负价：-4 -1 0-4 -1 0主要化合价：正价主要化合价：正价+1+7+1+7，负价：，负价

15、：-4 -10-4 -10 1 1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合、原子核外电子排布，原子半径，元素化合价递变的规律价递变的规律: : 三、元素周期律三、元素周期律随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈布呈周期性周期性变化。变化。随着原子序数的递增，元素原子半径呈随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性周期性变化。变化。随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价随着原子序数的递增，元素的最高正价和最低负价呈呈周期性周期性变化。变化。a.a.最高正价最高正价= =（主族）元素原子最外层电子数（主族）元素原子最外层电子数b.b.最高正价最高

16、正价+ +最低负价的绝对值最低负价的绝对值=8=8 随着原子序数的递增，元素原子的随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化！电子层排布和化合价都呈周期性变化！ 元素的金属性和非金属性是否也元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？随原子序数的变化呈现周期性变化呢？元素非金属性强弱判断依据元素非金属性强弱判断依据:以第三周期元以第三周期元素为例讨论素为例讨论!元素金属性强弱判断依据元素金属性强弱判断依据: 取两段镁带，取两段镁带，用砂纸磨去表用砂纸磨去表面的氧化膜面的氧化膜, ,放入两支试管放入两支试管中。分别向试中。分别向试管中加入管中加入2ml水水,

17、 ,并滴入酚并滴入酚酞溶液。将其酞溶液。将其中一支试管加中一支试管加热至水沸腾。热至水沸腾。对比观察现对比观察现象。象。 实验一实验一现象现象化学方程式化学方程式 镁与冷水反应缓慢，滴入酚镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。而镁与沸水反应酞试液粉红色。而镁与沸水反应加快，产生气泡，溶液红色加快，产生气泡，溶液红色加深加深。镁的金属性比钠弱镁的金属性比钠弱结论结论mg + 2h2o = mg(oh)2+h2 与金属钠对比与金属钠对比 取铝片和镁取铝片和镁带，用砂纸擦带，用砂纸擦去氧化膜去氧化膜, ,分别分别和和2ml 1mol/l2ml 1mol/l盐酸反应。盐酸反应。实实 验验 二二 镁与铝

18、均能与盐酸反应产镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。生气泡。但镁反应比铝剧烈。镁的金属性比铝强镁的金属性比铝强mg + 2hcl = mgcl2 + h22al + 6hcl = 2alcl3+ 3h2现象现象化学方程式化学方程式 结论结论namgal单质与水单质与水（或酸）（或酸）反应反应与冷水反与冷水反应应:与冷水反应缓与冷水反应缓慢，与沸水反慢，与沸水反应迅速、与酸应迅速、与酸反应剧烈，放反应剧烈，放出氢气。出氢气。与酸反应：与酸反应：最高价氧最高价氧化物对应化物对应水化物碱水化物碱性强弱性强弱 naoh强碱强碱mg(oh)2 中强碱中强碱 al(oh)3两性两性氢氧化物氢氧

19、化物 金属性：金属性：namgal剧烈剧烈 迅速迅速 非金属性：非金属性：si p s cl非金属性：非金属性：si p s li li讨论：讨论：比较比较nana原子与原子与mgmg原子的原子半径大小原子的原子半径大小+12+128 82 22 2+11+118 82 21 1nanamgmg半径：半径：na na mg mg原子半径的比较原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；子半径逐渐减小；讨论：讨论：比较比较nana与与nana+ +的

20、半径大小的半径大小nana+11+118 82 21 1nana+ +11+118 82 2 答案：半径答案：半径 nana na na+ +讨论：讨论：比较比较clcl- -与与clcl的半径大小的半径大小+17+178 82 27 7+17+178 82 28 8clcl- -clcl答案：半径答案：半径 clcl- - cl cl原子半径的比较原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；子半径逐渐减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半阳

21、离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；径大于相应的原子半径；讨论：讨论：比较比较nana+ +与与mgmg2+2+半径大小半径大小+12+128 82 2+11+118 82 2nana+ +mgmg2+2+答案：半径答案：半径 nana+ + mg mg2+2+讨论：讨论：比较比较oo2 2- -与与f f- -半径大小半径大小+8+88 82 2+9+98 82 2oo2 2- -f f- -答案：半径答案：半径 oo2 2- - f f- -写出下列微粒的半径由大到小的顺序：写出下列微粒的半径由大到小的顺序： f f- -、oo2-2-、nana+ +、mgmg2+2

22、+答案：半径：答案：半径：oo2-2- f f- - na na+ + mg mg2+2+【课堂练习】原子半径的比较原子半径的比较：一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电一般来说，电子层数越多的原子，半径越大；当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐子层数相同时，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小；减小；阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于阳离子半径小于相应的原子半径，阴离子半径大于相应的原子半径；相应的原子半径；具有相同电子层结构的离子，随着核电荷数逐渐增具有相同电子层结构的离子，随着核电荷数逐渐增加，离子半径逐渐减小；加，离子半径逐渐减小；例：下列化合物中阴离子半

23、径和阳离子半径之比最大的是（例：下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（ ）a.lii b.nabr c.kcl d.csfa.lii b.nabr c.kcl d.csfa 2 2、元素的金属性、非金属性变化的规律、元素的金属性、非金属性变化的规律: : 三、元素周期律三、元素周期律完成完成p15p15科学探究科学探究 3 3、元素周期律、元素周期律 项目项目同周期（从左到右）同周期（从左到右）同主族（从上到下）同主族（从上到下）最外层电子数最外层电子数主要化合价主要化合价原子半径原子半径金属性和非金属性金属性和非金属性最高价氧化物对应水化最高价氧化物对应水化物的酸、碱性物的酸、碱性

24、非金属气态氢化物生成的非金属气态氢化物生成的难易和氢化物的稳定性难易和氢化物的稳定性气态氢化物的还原性气态氢化物的还原性得、失电子能力的难易得、失电子能力的难易从从1逐渐增到逐渐增到7（第（第1周期周期除外）除外）相同相同正价由正价由+1+7 负价由负价由-4-1最高正价相同最高正价相同逐渐减小（稀有气体除外）逐渐减小（稀有气体除外）逐渐增大逐渐增大金属性减弱，非金属性增金属性减弱，非金属性增强强金属性增强，非金属性减金属性增强，非金属性减弱弱碱性减弱，酸性增强碱性减弱，酸性增强酸性减弱，碱性增强酸性减弱，碱性增强生成由难到易，稳定生成由难到易，稳定性由弱到强性由弱到强生成由易到难，稳定生成由

25、易到难，稳定性由强到弱性由强到弱还原性减弱还原性减弱还原性增强还原性增强失电子由易到难失电子由易到难得电子由易到难得电子由易到难比较元素金属性强弱的常用方法比较元素金属性强弱的常用方法：利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较利用金属元素在金属活动性顺序里的位置比较。一般来说，。一般来说，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，两种金属之间的距离越大，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，两种金属之间的距离越大，金属性差别越大金属性差别越大利用金属在元素周期表里的位置比较利用金属在元素周期表里的位置比较a.a.同周期中的金属元素，位置越靠前的金属性越强同周期中的金属元素，位置越靠前的金属性越强b.b.同主族

26、中的金属元素，位置越靠下的金属性越强同主族中的金属元素，位置越靠下的金属性越强利用氧化还原反应比较利用氧化还原反应比较a.a.不同的金属，其他条件相同时，从水或酸中置换出氢需要的不同的金属，其他条件相同时，从水或酸中置换出氢需要的条件越低，反应速率越快，金属的金属性越强。条件越低，反应速率越快，金属的金属性越强。b.b.金属单质的还原性越强，则该金属元素的金属性越强金属单质的还原性越强，则该金属元素的金属性越强c.c.金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱利用化合物的性质比较利用化合物的性质比较。最高价氧化物对应水化物的碱性越。最高

27、价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应金属单质的金属性越强。强，则对应金属单质的金属性越强。比较元素非金属性强弱的常用方法比较元素非金属性强弱的常用方法：利用非金属元素在元素周期表里的位置比较利用非金属元素在元素周期表里的位置比较。a.a.同周期中的非金属元素，位置越靠后的非金属性越强同周期中的非金属元素，位置越靠后的非金属性越强b.b.同主族中的非金属元素，位置越靠上的非金属性越强同主族中的非金属元素，位置越靠上的非金属性越强利用氧化还原反应比较利用氧化还原反应比较a.a.不同的非金属，其他条件相同时，跟氢气化合的条件越低，不同的非金属，其他条件相同时，跟氢气化合的条件越低，反应越快，非金属性

28、越强。反应越快，非金属性越强。b.b.非金属单质的氧化性越强，则该非金属元素的非金属性越强非金属单质的氧化性越强，则该非金属元素的非金属性越强c.c.非金属阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱非金属阴离子的还原性越强，则对应元素的非金属性越弱利用化合物的性质比较利用化合物的性质比较。a.a.最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应非金属单质的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则对应非金属单质的非金属性越强非金属性越强b.b.气态氢化物的稳定性越强，则对应非金属单质的非金属性越强气态氢化物的稳定性越强，则对应非金属单质的非金属性越强4 4、元素周期律、元素周期律 元素的性质随着原子序数的

29、递增而呈周期元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。性变化的规律叫做元素周期律。5 5、元素周期律的实质、元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。质。6 6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边是非分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见金属元素，最右一个纵行是稀有气体

30、元素。见下图：下图： 1b al sigeas sb te 2 3 4 5 6 7a aaa aaa 0 po at非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强 非金属性逐渐增非金属性逐渐增强强非金属区非金属区 金属区金属区零零族族元元素素阅读课文：p16 17 为什么说化学的理论对化学研究、工农业生产具有指导作用？三、元素周期表和元素周期律的应用三、元素周期表和元素周期律的应用请您思考请您思考同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性从左向右，元素的金属性逐渐

31、减弱，非金属性逐渐增强。逐渐增强。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：试用结构观点解释为什么有这样的变化规律： 同一周期元素，同一周期元素，电子层数相同。电子层数相同。从左向右，核从左向右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。弱，得电子的能力逐渐增强。请您思考请您思考同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。逐渐减弱。试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：试用结构观点解释为

32、什么有这样的变化规律： 同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下，同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下，电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。增强，得电子的能力逐渐减弱。 0 1b al sige as sb te 2 3 4 5 6 7a aaa aaa po at非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增金属性逐渐增强强 非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强 你能理解你能理解“位位(位置位置)构构(结构结构)性性(性质性质)”三者之三者之间的关系吗？间的关系吗？思考与交流思考与交流

33、原子序数原子序数= 核电荷数核电荷数周期数周期数= 电子层数电子层数主族序数主族序数=最外层电子数最外层电子数同位素化学性质相同同位素化学性质相同 相似性相似性 递变性递变性(从上至下从上至下,金属性增强金属性增强,非金属性减弱非金属性减弱)同周期同周期同主族同主族递变性递变性(从左到右从左到右,金属性减弱金属性减弱,非金属性增强非金属性增强)电子层数电子层数最外层电子数最外层电子数金属性、非金属金属性、非金属性强弱性强弱(主族主族)最外层电子数最外层电子数 = 最高正价数最高正价数8 最外层电子数最外层电子数= 最低负价数最低负价数原子结构原子结构表中位置表中位置元素性质元素性质原子结构原子

34、结构决定决定元素在周期表元素在周期表中的位置中的位置和和性质。元素在周性质。元素在周期表中的位置，反映了元素期表中的位置，反映了元素的的原子结构原子结构和和元素的性质。元素的性质。1、f 没有正价，没有正价，o 通常不显示正价；通常不显示正价；2、金属元素只有正化合价而无负价。、金属元素只有正化合价而无负价。 练习：练习：1 1、相邻三个周期的主族元素、相邻三个周期的主族元素a a、b b、c c、d d、e e，它们的，它们的原子序数依次增大，原子序数依次增大，b b、c c、d d元素在同一周期，元素在同一周期，a a、e e在同一主族。除在同一主族。除a a外的各元素的原子的电子层内层已

35、外的各元素的原子的电子层内层已填满电子。其中填满电子。其中b b的最外层有的最外层有4 4个电子。个电子。a a与与b b，b b与与c c都都能生成气态的化合物。能生成气态的化合物。d d与与e e生成离子化合物。在离子生成离子化合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。试回答：它们各化合物中它们化合价的绝对值相等。试回答：它们各是什么元素？是什么元素？h、c、o、f、na2、用、用a表示质子数，表示质子数，b 中子数，中子数，c 核外电子数，核外电子数， d 最外层电子数，最外层电子数，e 电子层数电子层数 填写下列各空：填写下列各空： 原子原子(核素核素)种类由种类由_决定决定 元素种

36、类由元素种类由_决定决定 元素同位素由元素同位素由 _决定决定 元素在周期表中的位置由元素在周期表中的位置由_决定决定 元素的原子半径由元素的原子半径由_决定决定 元素主要化合价由元素主要化合价由_决定决定 元素的化学性质主要由元素的化学性质主要由_决定决定 价电子通常是指价电子通常是指_a babd ea eddd门捷列夫门捷列夫于于1869年提出年提出 “元素的性质随着元素的性质随着原子量原子量的递增而呈周的递增而呈周期性的变化期性的变化”的元素周期律，并编制了第一的元素周期律，并编制了第一张张元素周期表元素周期表。 当时已发现的元素仅当时已发现的元素仅63种。种。 有些元素的原子量数据不

37、准确。有些元素的原子量数据不准确。 门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。 门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学史上一个勋业。的规律，完成了科学史上一个勋业。 恩格斯恩格斯 他写道：他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似根据元素周期表，应该还有几种类似氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” “按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写按照

38、我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。 由于按照元素周期表所指示的方向进由于按照元素周期表所指示的方向进行探索，他在行探索，他在1898年年一年一年内又发现了和内又发现了和氩氩性质相似的三种元素性质相似的三种元素氖氖、氪氪、氙氙。 1894年英国人拉姆赛发现了氩年英国人拉姆赛发现了氩(ar)元素元素 元素周期表及元素周期律 的三大意义 学习和研究化学的规律和工具学习和研究化学的规律和工具 研究发现新物质研究发现新物质 论证了量变引起质变的规律性论证了量变引起质变的规律性 预言新元素，研究新农药，寻找新的半预

39、言新元素，研究新农药，寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。找新的矿物质。（3）实质：元素性质周期性变化是由于实质：元素性质周期性变化是由于_ _周期性周期性 变化的必然结果。变化的必然结果。 （2）内容：元素性质的周期性变化主要体现在）内容：元素性质的周期性变化主要体现在 _、_ _、_ _等方面。等方面。（1）定义：）定义：_随着随着原子原子_ _的规律叫做元的规律叫做元素周期律。素周期律。元素的性质元素的性质原子序数原子序数原子核外电子排布的周期性变化原子核外电子排布的周期性变化元素元素原子原子元素主要化合价的元素主要化合价的

40、半径的周期性变化半径的周期性变化周期性变化周期性变化的递增而呈现周期性的变化的递增而呈现周期性的变化的原子核外电子排布的周期性变化的原子核外电子排布的周期性变化填空填空例例1：下列各组元素性质递变情况错误的是（：下列各组元素性质递变情况错误的是（ ） ali、b、be原子最外层电子数依次增多原子最外层电子数依次增多 bp、s、cl元素最高正化合价依次升高元素最高正化合价依次升高 cb、c、n、o、f 原子半径依次增大原子半径依次增大 dli、na、k、rb 的金属性依次增强的金属性依次增强例例2 ：某元素的气态氢化物化学式为：某元素的气态氢化物化学式为h2r，此元素，此元素最高价氧化物对应水化

41、物的化学式可能为最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ ） ah2ro3 bh2ro4 chro3 dh3ro4例例3：周期表前：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数号元素中，某两种元素的原子序数相差相差3，周期数相差，周期数相差1，它们形成化合物时原子数之，它们形成化合物时原子数之比为比为1 2。写出这些化合物的化学式是。写出这些化合物的化学式是_。 例例4：已知：已知a为为a族元素，族元素，b为为a族元素，它们的族元素，它们的原子序数分别为原子序数分别为m和和n，且，且a、b为同一周期元素。为同一周期元素。下列关系式错误的是下列关系式错误的是 ( ) an = m+1 bn = m + 11 cn = m + 25 dn = m + 10 例例5：x、y两元素处于同一主族相邻周期，则两元素处于同一主族相邻周期，则x、y两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值 ( )a