人教版化学元素周期律(上课)

第二节元素周期律第一课时永州四中唐明华一、原子核外电子的排布[课本P13]1.核外电子运动的特点(1)电子的质量极微小（9.10910-31kg）(2)电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间中进行（原子的直径约10-10m）(3)电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速，约为108m/s）因此，电子绕核运动没有确定的轨道，不能精确测定或计算电子在任一时刻所在的位置，也不能描绘出其运动轨迹，我们只能指出它在核外空间某处出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。完全不同于宏观世界物体，如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。2.核外电子的排布[课本P13]在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把核外电子运动不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。（1）原子核外电子的排布电子层(n):1234567(能量逐渐升高)

KLMNOPQ电子层（用n表示）1234567电子层符号离核距离电子能量高低KLMNOPQ近远低高（2）核外电子排布的规律①各电子层最多容纳的电子数目是2n2②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）③次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个A.能量最低原理原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。B.各电子层排布规律注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。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。

2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布

氢(H)氦(He)锂(Li)铍(Be)硼(B)碳(C)氮(N)氧(O)氟(F)氖(Ne)钠(Na)镁(Mg)铝(Al)硅(Si)磷(P)硫(S)氯(Cl)氩(Ar)（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布注意：短周期元素原子结构的特殊性核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He10氖Ne18氩Ar36氪Kr54氙Xe86氡Rn（4）稀有气体元素原子电子层排布核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He210氖Ne2818氩Ar28836氪Kr2818854氙Xe281818886氡Rn281832188（4）稀有气体元素原子电子层排布3.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子

（1）与2He原子电子层结构相同的离子：（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+1H-、3Li+、4Be2+阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+4.含有10个电子的常见粒子7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-15P3-、16S2-、17Cl-、HS-10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+阳离子：阴离子：分子：5.含有18个电子的常见粒子阳离子：阴离子：分子：18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H619K+、20Ca2+

原子

分子

阴离子

阳离子10e－NeHF、H2O、NH3、CH4

F－、O2－、N3－、OH－

Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH4+18e－

Ar

HCl、H2S、PH3、SiH4、

F2、H2O2、N2H4Cl－、S2－、HS－、O22－

K＋、Ca2＋10e－微粒

18e－微粒

10e－与18e－微粒

总结

【知识拓展】短周期元素原子核外电子层结构的特殊性(1)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素:(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素:(3)最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:Li、SiBe、ArC(4)最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素:(5)最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素:(6)电子层数与最外层电子数相等的元素:(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素:(8)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:ONeH、Be、AlBeLi、P

Li、Si短周期的强酸：HClO4、H2SO4、HNO3、HCl短周期的强碱：NaOH短周期的金属：5种、非金属：13种半径最大的：Na半径最小的：H最稳定的氢化物：HF1、判断下列示意图是否正确？为什么？

A、B、

C、D、+19289+12210+312+542818206练习:2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电子，该原子核内的质子数为（）

A、14B、15C、16D、173、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L

层电子数的1/2，则该元素的原子是（）

A、LiB、SiC、AlD、KBBXXXXX4、按核外电子排布规律，预测核电荷数为118的元素的原子核外电子层排布是()A2、8、18、32、58B2、8、18、32、50、8C2、8、18、32、50、18、8D2、8、18、32、32、18、8D练习:A5．下列微粒中，核外电子数相同的是(

)6．下列叙述中，正确的是(

)A．核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一定相同B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C．核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同C7．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是(

)A．K＋和Na＋

B．CO2和NO2C．CO和CO2D．N2和COD8.与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是（）A.CH4B.NH+4C.NH-2D.Cl-C9．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是(

)A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性B．R单质在常温下一定易溶于水C．R可能是金属元素D．R不能与氧气反应A10．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子Xm＋和Yn－的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是(

)A．a＝b＋m＋nB．a＝b－m＋nC．a＝b＋m－nD．a＝b－m－n解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+m。答案：A第二节元素周期律第二课时二、元素周期律阅读并完成教材第14--15页“科学探究”中表格，再思考下列问题随着原子序数的递增（1）元素原子的最外层电子排布呈现什么变化？（2）元素原子半径呈现什么变化？（3）元素的主要化合价呈现什么变化？(一）元素原子核外电子排布的周期性变化从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加同周期：同主族：从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～23～1011～18结论：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。周期性

1、随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性1321~21~81~8288元素原子半径数据（二）元素原子半径的周期性变化原子序数原子半径的变化3～911～17结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现变化。大→小大→小周期性

2、随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性主族元素原子半径的递变规律

IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA1234567主族周期

同周期主族元素：从左到右原子半径依次减小

(除稀有气体）B.同主族元素：从上到下原子半径逐渐增大知识点二粒子半径大小比较粒子半径大小比较的“四同”Cl->Cl第三周期半径最大的离子是15P3-、半径最小的是13Al3+。练习:Mg2+、Na+、

O2-、N3-

K+、

CI-、

S2-、Ca2+

r（S2-）

＞

r（S）、r（Al

）＞

r（Al3+）比较下列粒子半径的大小r（N3-）＞r（

O2-）＞r（

Na+）＞r（Mg2+）

r（S2-）>r（CI-）

>r（K+）>r（Ca2+）

S2-与S、AI与AI3+④S2-与Na+r（S2-）＞r（Na+）已知An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-

都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子序数由大到小的顺序是___________原子半径由大到小的顺序是__________,离子半径由大到小的顺序是___________,B>A>C>DA>B>D>CD>C>A>B例1：下列微粒半径大小比较正确的是(

)A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<SD．Cs<Rb<K<NaB例2．已知：A、B两元素的阴离子具有相同的电子层结构；A元素的阴离子半径大于B元素的阴离子半径；C和B两元素的原子核外电子层数相同；C元素原子的原子半径大于A元素原子的原子半径。A、B、C三种元素的原子序数的关系是(

)A．A＞B＞CB．B＞A＞CC．C＞A＞BD．A＞C＞BB3Li4Be5B6C7N8O9F10Ne11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar电子层结构电子层结构化合价化合价元素元素2122232425262728281282283284285286287288+1+5–3–2–1+4–40+3+2+5–3+6–2+7–1+4–4+3+2+10（三）元素化合价的周期性变化1、化合价递变规律2、化合价与主族序数的关系同主族：同周期：(1)最高正价

=

最外层电子数=主族序数(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱=8(3)最低负价=–

（8–最外层电子数）

=–

（8–主族序数）3、注意（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难以与其他元素化合，规定其化合价为0（3）价电子：决定元素化合价的电子（主族：最外层电子）从上到下，化合价一般相同从左到右，化合价一般由+1→+7，

0-4→-1，0金属性单质跟水或酸反应置换氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱金属单质间的置换反应非金属性与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱最高价氧化物对应水化物的酸性强弱非金属单质间的置换反应1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法（四）元素金属性、非金属性的周期性变化2.同主族元素金属性和非金属性的递变规律原子序数111213元素符号单质与水(或酸)反应情况氢氧化物碱性强弱冷水剧烈冷水反应慢热水较快盐酸剧烈冷水不反应热水缓慢

盐酸较快NaOHMg(OH)2Al(OH)3金属性NaMgAl强碱中强碱

?

结论：

第三周期金属与水或酸反应现象对比>>NaMgAl

非金属性：Si<P<S<Cl氢化物化学式元素14Si15P16S17Cl化合条件稳定性SiH4PH3H2SHCl科学事实高温下少量反应磷蒸气，困难加热反应光照或点燃化合很不稳定不稳定较不稳定稳定氧化物最高价氧化物的水化物元素14Si15P16S17Cl

非金属性：Si<P<S<Cl科学事实SiO2P2O5SO3Cl2O7H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4硅酸磷酸硫酸高氯酸弱酸中强酸强酸更强酸

根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。结论：随着原子序数的递增，元素金属性和非金属性呈现周期性变化。

思考：请试着从原子结构的角度解释元素金属性和非金属性呈现周期性变化规律？原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水(或酸）反应情况冷水剧烈热水较快盐酸剧烈沸水较慢盐酸较快3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律高温磷蒸气与H2能反应须加热光照或点燃爆炸化合NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3H2SiO3极弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸非金属单质与氢气反应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两性氢氧化物稀有气体元素很不稳定SiH4不稳定PH3

稳定HClH2S不很稳定金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强气态氢化物稳定性LiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt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4.元素的金属性和非金属性递变小结ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA234561.元素性质的周期性变化元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化——元素周期律

元素性质的周期性变化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原子序数的递增：（1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化（2）元素原子半径呈现周期性变化（3）元素主要化合价呈现周期性变化（4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化2.元素周期律3.元素周期律的实质（五）元素周期律例1、下列说法中，正确的是(

)A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－小C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱一、元素周期律C例2.下列关于元素周期律和元素周期表的说法中，正确的是（）A.目前发现的所有元素占据了周期表里的全部位置，不可能再有新的元素被发现B.元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化C.俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献D.同一主族的元素从上到下，金属性呈周期性变化B例3．(双选题)不能说明钠的金属性比镁强的事实是(

)A．钠的硬度比镁小B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应D．钠的熔点比镁低AD例4．下列有关元素性质递变的叙述中，不正确的是(

)A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多B．P、S、Cl最高正化合价依次升高C．C、N、O原子半径依次增大D．N、O、F最外层电子数依次增多C例5．下列各组化合物的性质比较中，不正确的是(

)A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3C．稳定性：PH3＞H2S＞HClD．非金属性：F＞O＞SC第二节元素周期律第三课时三、元素周期表和元素周期律的应用

1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质决定反映决定反映决定反映（1）结构决定位置：核电荷数＝原子序数电子层数＝周期序数最外层电子数＝主族序数位置反映结构最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质：最外层电子数＝主族元素的最高正价数

︱负价数︱+最外层电子数

＝8性质反映结构（3）位置决定性质：

同周期：从左到右，递变性

同主族{相似性从上到下，递变性

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：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。见下图：同一周期元素金属性和非金属变化非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强Li3锂Be4铍B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Na11钠Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩三、元素周期表和元素周期律的应用同周期元素，随着原子序数的递增：最外层电子数逐渐____，原子半径逐渐_____，得电子能力逐渐____，失电子能力逐渐_____，非金属性逐渐______，金属性逐渐_____。增多减小增加减小增强减弱同一主族元素金属性和非金属变化Na11钠Li3锂K19钾Rb37铷Cs55铯F9氟Cl17氯Br35溴I53碘At85砹金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强三、元素周期表和元素周期律的应用同主族元素，原子的最外层电子数_____，化学性质_______，随着核电荷数的增加，电子层数_____，原子半径逐渐_______，原子核对电子的引力_____，得电子能力逐渐____，失电子能力逐渐_____；非金属性逐渐_______，金属性逐渐_______。相等相似增多减弱减弱增强减弱增强增大元素周期表中同周期、同主族元素原子结构和元素性质的递变规律周期表中位置同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数依次增大逐渐增大电子层数相同依次增多最外层电子数依次增多相同原子半径依次减小(稀有气体除外)依次增大性质主要化合价最高正价由＋1→＋7负价由－4→－1最高正价、负价相同最高正价＝主族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸、碱性碱性减弱酸性增强碱性增强酸性减弱气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱原子得失电子能力失电子：大→小得电子：小→大得电子：大→小失电子：小→大1.元素性质的周期性变化元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化——元素周期律

元素性质的周期性变化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原子序数的递增：（1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化（2）元素原子半径呈现周期性变化（3）元素主要化合价呈现周期性变化（4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化2.元素周期律3.元素周期律的实质（五）元素周期律

1B

Al

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0

Po

At非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强金属性逐渐增强

非金属性逐渐增强非金属区

金属区零族元素元素周期表中金属元素和非金属元素的区分

2、元素周期表和周期律的应用

1．便于对元素性质进行系统研究。

2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。

3.在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料。

4．农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表右上角区域。

5．在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

6．在周期表一定区域内寻找元素,发现物质的新用途。

思考题

钫(Fr)是碱金属元素中原子序数最大的元素，根