121核外电子排布元素周期律.ppt

1、第二节 元素周期律,原子的构成、原子核的构成是怎样的?,一.核外电子的排布,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,1个电子带一个单位负电荷,中子不带电,在含有多个电子的原子里，电子的能量是不同的。有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。,问题：在多个电子的原子里，电子是如何运动的？,科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层。把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。 也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。,电

2、子层模型,1、电子层的划分,K、L、M、N、O、P、Q,近 远,低 高,每个电子层最多可以排布多少个电子？ 首先研究一下20号元素原子电子层排布的情况(观察课本13页至14页的表格）找出规律）,？,第二步：研究稀有气体的核外电子排布？,稀有气体元素原子电子层排布,从表中可看出，K层、L层、M层最多能排布的电子数目？,K-2，L-8，M-18,8个（氦原子是2个）,最外层电子数最多有几个？,试推断各电子层最多能容纳的电子数和电子层数之间有什么关系？,（1）各电子层最多容纳2n2个电子；,2、核外电子排布规律,（2）最外层电子数不超过8个(K为最外层时不超过2个) ；,（3）次外层电子数不超过18

3、个；倒数第三层电子数不超过32个；,（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。,1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 C、 D、,练习：,2、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。 （1）3Li、11Na、19K、37Rb、55Cs （2）9F、17Cl、35Br、53I,3、总结至号原子结构的特殊性。 （）原子中无中子的原子：,（）最外层有个电子的元素： （）最外层有个电子的元素：,H、Li、Na,He、Be、Mg,（）最外层电子数等于次外层电子数的元素：,Be、Ar,（）最外层电子数是次外层电子数倍

4、的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素：,C,O,Ne,比一比：,请大家试着找出核外10e-的微粒，比比谁找的最多？,挑战一下自己吧！ 请大家试着找出核外18e-的微粒，比比谁找的最多？,二、元素周期律,科学探究： 填写P14、15页表格，并观察元素原子的核外电子排布、元素的原子半径、元素的化合价有何规律性的变化？,核外电子排布,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,价电子数：元素外层电子数，一般指最外层电子，有时还包括次外层电子。 对主族元素而言， 价电子=最外层电子数=族序数=主族元素最高正化合价,原子半径,随着原子

5、序数的递增， 元素原子半径呈现周期性变化,元素化合价,最高正价渐高，负价绝对值渐低,1 2 3,大小,+1 0,+1 +5 - 4 - 1 0,随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。,核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化,大小,+1 +7 - 4 - 1 0,科学探究2,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？,钠、镁、铝(同周期的金属)的性质,剧烈,慢,较快,强碱 中强碱 两性氢氧化物,减弱,剧烈,较剧烈,NaOH,Mg(OH)2,Al(OH)3,小结：元素金属性强弱的判断,金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换

6、出氢气，说明金属性 ）,最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性 ）,金属单质之间的置换 （金属性 的置换金属性 的）,金属活动性顺序表 （位置越靠前，说明金属性 ）,金属阳离子氧化性的强弱 （对应金属阳离子氧化性越弱，金属性 ）,越强,越强,强,弱,越强,越强,金属性: 元素的性质，指的是元素原子失电子的能力。 金属活动性： 是金属单质的性质，判断依据：（1）。 以上两者基本是统一的。,H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4,弱酸 中强酸 强酸 最强酸,酸性逐渐增强,高温 加热 加热 点燃或光照,SiH4 PH3 H2S HCl,稳定性逐渐增强,非金属性逐渐增强,

7、SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7,硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质,单质与H2化合的难易程度 （与H2化合越容易，说明非金属性 ）,形成的气态氢化物的稳定性 （形成的气态氢化物越稳定，则非金属性 ）,最高价氧化物的水化物最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性 ）,非金属单质之间的置换 （非金属性 的置换非金属性 的）,非金属阴离子还原性的强弱 （对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性 ）,越强,越强,强,弱,越强,越强,小结：元素非金属性强弱的判断,非金属性: 元素的性质，指的是元素原子得电子的能力。,稀有气体元素,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

8、和非金属性递变,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,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 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化,元素的化学性质呈现周期性变化,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,元素性质的周期性变化实质是什么？,元素周期律,结构决定性质,二、元素周期律,元素原子的核外电子排布的周期性变化。,三、元素的性质与原子结构,1.碱金属元素,碱金属元素,3,11,19,37,55,1,1,1,1,1,2,3,4,5,6,核电荷数逐渐增多,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,最外层都有1个电子,思考： 如何通过实验验证碱金属化学性质的相似性

9、和不同点？,（1）相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性；,4Li + O2 = 2Li2O 2Na + O2 = Na2O2 K+ O2 = KO2,（2）递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大。,三、元素的性质与原子结构,2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2K + 2H2O = 2KOH + H2,碱金属元素的化学性质,递变性： 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大,相同点： 最外层都有1个电子,相似性： 容易失去1个电子，单质 表现出很强的还原性,递变性： 核对最外层电子的引力减弱 失电子能力增强 金属性逐

10、渐增强 单质的还原性增强,三、元素的性质与原子结构,碱金属的物理性质的比较,相 似 点,递变性,颜色,硬度,密度,熔沸点,导电导热性,密度变化,Li Na K Rb Cs,均为银白色（Cs略带金色）,柔软,较小,较低,强,逐渐增大（K特殊）,单质的熔沸点逐渐降低,熔沸点变化,三、元素的性质与原子结构,易得到一个电子（具氧化性），化学性质活泼，体现强非金属性,得电子能力递减， 非金属性递减， 氧化性递减。,原子的最外层均 为7个电子,核电荷数增多；电子层数递增；原子半径递增,2、卤族元素,浏览P7的卤族元素的原子结构，并思考： 卤素(A族)的原子结构有什么相同和不同之处？,三、元素的性质与原子结

11、构,卤族元素在物理性质上的规律,浏览P8资料片卡中卤素单质的物理性质表，并总结规律：,结论： （1）颜色 ： （2）状态： （3）熔沸点： （4）密度： （5）溶解性：,逐渐增大（自上而下）,逐渐升高（自上而下）,逐渐减小（自上而下）,三、元素的性质与原子结构,卤族元素在化学性质上的规律,相似性： 均能与氢气反应,表现出非金属性（氧化性）；,递变性：,反应通式：,X2 + H2 = 2HX,剧烈程度： 氢化物的稳定性：,逐渐减弱,逐渐减弱,思考： 如何通过实验验证卤素化学性质的相似性和不同点？,（1）与氢气的反应；,三、元素的性质与原子结构,卤族元素的化学性质,递变性： 核电荷数逐渐增多 电子

12、层数逐渐增多 原子半径逐渐增大,相同点： 最外层都有7个电子,相似性： 容易得到1个电子，单质 表现出很强的氧化性,递变性： 核对最外层电子的引力减弱 得电子能力减弱 非金属性逐渐减弱 单质氧化性减弱,三、元素的性质与原子结构,现象：,溶液由无色变为橙黄色,水层：颜色变浅,CCl4层：无色变为橙红色,现象：,溶液由无色变为棕黄色,水层：颜色变浅,CCl4层：无色变为紫红色,（2）卤素单质间的置换反应,三、元素的性质与原子结构,溶液由无色变为棕黄色,现象：,水层：颜色变浅,CCl4层：无色变为紫红色,三、元素的性质与原子结构,Cl2 + 2NaBr = 2NaCl +Br2,Cl2 + 2 KI

13、 = 2KCl + I2,Br2 + 2KI = 2KBr +I2,思考：根据上述反应，比较Cl2、Br2、I2的氧化性强弱,结论： 氧化性：F2 Cl2Br2I2,三、元素的性质与原子结构,总结： 同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。,得电子的能力逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱 还原性逐渐增强 金属性逐渐增强 失电子的能力逐渐增强,三、元素的性质与原子结构,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,（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,

14、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： 主族元素的最高正价数最外层电子数主族序数 负价数+ 最外层电子数 8,性质反映结构,a.同周期元素,同周期，电子层数相同，质子数越 （即原子序数越大），原子半径越 ，核对电子的引力越 ，原子失电子能力越 ，得电子能力越 ，金属性越 、非金属性越 。,同周期中：从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,多,小,强,弱,强,弱,强,（3）位置反映性质：,同周期主族元素性质递变规律,还原性减弱，氧化性增强,稳定性增强,碱性减弱，酸性增强,逐渐缩小,同周期主族元素性质递变规律,b.

15、同主族元素,同主族： 从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。,同主族，电子层数越多，原子半径越 ，核对电子引力越 ，原子失电子能力越 ，得电子能力越 ，金属性越 、非金属性越 。,大,弱,强,弱,强,弱,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,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,非金属区,金属区,零 族 元 素,对角线原则,Na,Mg,K,Ca,金属性最强：K,非金属性最强：Mg,Na和Ca的性质相似,元素位、构、性三者关系（举例）,金属性最强的元素（不包括放射性元素）是 ； 最活泼的

16、非金属元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素（不包括放射性元素）是 。,Cs,F,Cl,Cs,用元素符号回答原子序数11-18号的元素的有关问题（1）除稀有气体外，原子半径最大的是（2）最高价氧化物的水化物呈两性的是（3）能形成气态氢化物且最稳定的是,Na,Al,Cl,微粒半径大小比较规律,一般情况下(稀有气体除外): 一看电子层数，二看核电荷数，三看核外电子数,当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；,当电子层数相同时，核电荷数不同时，核电荷数越多,半径越小；,电子层数和核电荷数都相同(同种元素)时,看核外电子数,核外电子数越多，半

17、径越大；,1、Na Mg,5、Cl Cl-,练一练：,2、 Na K,3、 Na+ Mg 2+,6、Na Na+,4、 F Cl,7、 Cl S P,8、Cl- S2-,9、 O2- F- Na+ Mg2+ Al3+,下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） r(K+) r(K) B. r(Mg2+) r(Na+) r(F-) C.r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) D.r(Cl -) r(F-) r(F),AB,自然科学方面 周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测

18、新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。,2、元素周期表及元素周期律应用,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,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,寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料,氟里昂的发现与元素周期表,1930年美国化学家托马斯米奇利成功地获得了一种新型的致冷剂CCl2F2（即氟里昂，简称F12）。这完全得益于元素周期表的指导。在1930年前，一些气体如氨，二氧化硫，氯乙烷和氯

19、甲烷等，被相继用作致冷剂。但是，这些致冷剂不是有毒就是易燃，很不安全。为了寻找无毒不易燃烧的致冷剂，米奇利根据元素周期表研究，分析单质及化合物易燃性和毒性的递变规律。,氟里昂的发现与元素周期表,在第三周期中，单质的易燃性是NaMgAl，在第二周期中，CH4比NH3易燃，NH3又比H2O易燃，再比较氢化物的毒性：AsH3PH3NH3 H2SH2O，根据这样的变化趋势，元素周期表中右上角的氟元素的化合物可能是理想的元素，不易燃的致冷剂。,氟里昂的发现与元素周期表,米奇利还分析了其它的一些规律，最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破坏大气的臭氧层，危害人类的健康的气候，逐步将被淘汰。人们又将在元素周期表的指导下去寻找新一代的致冷剂。,例1.下列递变情况不正确的是： A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强,C,例2： X、Y是元素周期表A族中的两种元素。下列叙述中不能说明X的非金属性比Y强的是： AX原子的电子层数比Y原子的电子层数少 B酸性：HXO4HYO4 CX的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 DY的单质能将X从NaX的溶液置换出