1、第二节 元素周期律,第1课时 原子核外电子排布和元素周期律,课堂互动讲练,探究整合应用,知能优化训练,第1课时,课前自主学案,学习目标,1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。 2.了解核外电子分层排布的规律。 3.理解原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、金属性和非金属性等元素性质的周期性变化规律。,学习目标,课前自主学案,一、原子核外电子的排布 1电子的能量 (1)原子是由_和_构成的。 (2)在多电子原子中，电子的能量_。 (3)电子能量与运动的区域 电子能量较低运动区域离核_。 电子能量较高运动区域离核_。,原子核,核外电子,不同,较近,较远,2电子层 (1)概念：在含有
2、多个电子的原子里， 电子运动的_的区域简化为_的壳层，称作电子层。(也称作洋葱式结构，如图所示),能量不同,不连续,(2)不同电子层的表示及能量关系3.电子分层排布 电子总是尽可能先从_排起，当一层充满后再填充下一层。,K,L,M,N,由近到远,由低到高,内层,思考感悟 1思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体He、Ne、Ar的核外电子排布相同？ 【提示】 (1)与He原子电子层结构相同的离子有： Li、Be2、H。 (2)与Ne原子电子层结构相同的离子有： F、O2、N3、Na、Mg2、Al3。 (3)与Ar原子电子层结构相同的离子有： Cl、S2、P3、K、Ca2
3、。,二、元素性质的周期性变化 1元素化合价的周期性变化,15,41,17,41,由1到7,由4到1,2.元素金属性与非金属性的周期性变化 (1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较,(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较,减弱,增强,三、元素周期律 1内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈_变化。 2实质：元素性质的周期性变化是 _呈周期性变化的必然结果。,周期性,核外电子排布,思考感悟 2(1)和酸反应时，1 mol Mg和1 mol Al分别失去2 mol e和3 mol e，能否说明Al的金属性大于Mg? (2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl? 【提示】 (1
4、)不能。比较金属性强弱时不能根据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电子的难易。 (2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO都不是最高价含氧酸。,1(2011年大连高一检测)下列叙述正确的是 ( ) A电子的能量越低，运动区域离原子核越远 B核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动 C稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子 D当M层是最外层时，最多可排布18个电子,解析：选B。在离核较近区域内运动的电子能量较低；He原子最外层只有2个电子；任何电子层作最外层时，所容纳的电子均不超过8个。 2除第一周期外，关于同周期主族元素的下列变化规律中不正确
5、的是( ) A从左到右，原子半径逐渐减小 B从左到右，元素原子的氧化性减弱，还原性增强 C从左到右，元素最高正价数从1递增到7(O、F除外)，负价由4递变到1 D从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性减弱，酸性增强(O、F除外),解析：选B。同周期的主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；氧化性增强，还原性减弱；金属性减弱，非金属性增强；最高正价从1递增到7(O、F除外)，负价由4递变到1。由此可得B错误。 3下列各组元素性质的递变规律错误的是 ( ) ALi、Be、B原子最外层电子数依次增多 BP、S、Cl元素的最高正化合价依次升高 CB、C、N、O、F原子半径依次增大 DBe、Mg、Ca
6、、Sr、Ba的失电子能力依次增强,解析：选C。本题考查的知识点是同周期、同主族元素性质的递变规律。对于同周期主族元素，自左向右，最外层电子数依次增多，最高正价依次增大(O、F除外)，原子半径依次减小。对于同主族元素，自上到下，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。Li、Be、B都是第二周期元素，自左向右依次排列，根据元素周期律，其最外层电子数依次增多，A项正确；,P、S、Cl都是第三周期元素，自左向右依次排列，其最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，B项正确；B、C、N、O、F都是第二周期元素，自左向右依次排列，故原子半径依次减小，C项错误；同主族从上至下，电子层数逐渐增多，失电子能力依次
7、增强，所以D项正确。,课堂互动讲练,1核外电子分层排布的规律 (1)能量最低原理 原子核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。 (2)各电子层的电子分布规律 以n表示原子核外电子层的序号。,各电子层最多容纳电子数为2n2。 当n为最外层时，最多容纳8个电子(n1时最多容纳2个电子)。 当n为次外层时，最多容纳18个电子。 特别提醒：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，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，最多可以排布8个电子。 (2)电子不一定排满M层才排N层，如K
8、和Ca的核外电子排布情况分别为：,2核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图 小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。 弧线表示各电子层。 弧线上的数字表示该电子 层上的电子数，如,(2)离子结构示意图 当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。,非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。,(3)质子数与核外电子数的关系 由以上原子结构示意图和离子结构示意图可知，质子数与核外电子数的关系： 原子：核内质子数核外电子数 阳离子：核内质子数核外电子数离子所带电荷数
9、 阴离子：核内质子数核外电子数离子所带电荷数,根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。,【解析】,【答案】,【规律方法】 短周期元素原子结构的特殊性 (1)原子核内无中子的原子：H。 (2)原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。 (3)原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。 (4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。,(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。 (6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 (7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元
10、素：Be。 (8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。 (9)原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。,变式训练1 (2011年武汉高一检测)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,解析：选C。Na与Ne的原子结构示意图分别为，核外电子排布相同，但二者化学性质迥然不同，A错；主族元素单原子形成的离子不一定达到8电子或2电子稳定结构， 如氢原子转化成氢
11、离子之后原子核外的电子数为零，B错；核外电子排布相同的两原子其电子数必然相等，质子数也相等，核电荷数相等，故一定属于同种元素，C正确；阴离子的核外电子排布是非金属原子得电子之后形成的，比上一周期,稀有气体元素原子多一个电子层，如氯离子其离子结构示意图为，与上一周期的氖元素原子的核外电子排布不同，D错。,特别提醒：元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系：元素原子的核外电子排布决定着元素的主要性质。 (1)一般来说，当最外层电子数少于4个时，易失去电子，表现出金属性；当最外层电子数多于4个时，易得到电子，表现出非金属性。 (2)当最外层为8个电子(氦为2个电子)时，原子处于稳定结构，化学性质稳定
12、。,(2011年高考天津卷改编题)以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( ) A第A族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小 C第A族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D同主族元素从上到下，金属性逐渐减弱,【解析】 A项，137Cs比133Cs多4个中子，两者质子数相等。C项，氢化物的稳定性随元素非金属性的增强而增强。D项，同主族元素从上到下，金属性逐渐增强。 【答案】 B,变式训练2 (2010年高考广东卷)短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如表所示，下面判断正确的是( ) A.原子半径：丙丁戊 B金属性
13、：甲丙 C氢氧化物碱性：丙丁戊 D最外层电子数：甲乙,解析：选C。同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的，C正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故D错。,1同周期 (1)规律：同周期，左右，原子半径逐渐减小。 (2)举例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl) 2同主族 (1)规律：同主族，上下，原子(或离子)半径逐渐增大。,(2)举例：碱金属：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs) r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(
14、Cs) 3同元素 (1)规律：r(阴)r(原)r(阳)，r(低价阳离子)r(高价阳离子) (2)举例：r(Cl)r(Cl)，r(Na)r(Na)，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3),4同结构 (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 (2)举例：r(O2)r(F)r(Na)r(Mg2)r(Al3) 特别提醒：粒子半径大小比较是考试中的热点，通常题目中进行粒子大小比较时用以上“四同”比较即可，但有时用以上方法不能直接解决时，可借助参照物，例如：比较r(K)与r(Mg2)可选r(Na)为参照物，可知：r(K)r(Na)r(Mg2)。,(2011年天津高一检测)已知短周期元素的
15、离子aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( ) A原子半径：r(A)r(B)r(D)r(C) B原子序数：dcba C离子半径：r(C3)r(D)r(B)r(A2) D单质的还原性：ABDC,【解析】 aA2、bB、cC3、dD都是短周期元素的离子，由于它们的电子层结构相同，因而C、D位于A、B的上一周期，为非金属元素，且原子序数：dc；A、B为金属元素，且原子序数：ab，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为：abdc。由于A、B在C、D的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比C、D的原子半径大，根据同周期元素原子半径的递变规律知，,
16、r(B)r(A)r(C)r(D)。电子层结构相同的离子，阴离子半径必然大于阳离子半径，且带负电荷越多，半径越大，阳离子带正电荷越多，半径越小，故离子半径由大到小的顺序为：r(C3)r(D)r(B)r(A2)。单质中，还原性：BA，CD。故选C。 【答案】 C,【规律方法】 比较离子半径大小的技巧 短周期中具有相同电子层结构的离子的半径大小比较是粒子半径大小比较中最典型的题目。在解题时要先把四种离子(常考形式：一般为两种阳离子和两种阴离子)的相对位置确定好，其中阳离子：正电荷数即为族序数，阴离子：族序数8|负电荷数|，因此题目中四种离子的相对位置为 ，则所讨论问题随之解决。,变式训练3 下列微粒
17、半径大小比较正确的是 ( ) ANaMg2Al3O2 BS2ClNaAl3 CNaMgAlS DCsRbKNa,解析：选B。A项，4种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，即Al3Mg2NaO2，故A项错误。C项，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误。D项，Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，故D项错误。而B项正确，因S2、Cl比Na、Al3多一个电子层，则S2、Cl半径比Na、Al3大。而S2、Cl和Na、Al3也分别适用“序小径大”的原则，则S2ClNaAl3。,探究整合应用,已知A、B、C、D、E是短周期中的5种非金属元素
18、，它们的原子序数依次增大，A元素原子形成的离子核外电子数是零，C、D在元素周期表中处于相邻的位置，B原子的最外层电子数是内层电子数的2倍。E元素与D元素同主族，E的单质为黄色晶体，易溶于二硫化碳。 (1)请写出下列元素的名称。 B_；C_；E_。,(2)画出E的阴离子的结构示意图_； (3)A的单质和C的单质在一定条件下反应生成化合物X，该反应的化学方程式为_； 向X的水溶液中滴入酚酞，可观察到_。,(4)将9克的B单质在足量的D单质中燃烧，所得的气体通入1 L 1 molL1 NaOH溶液中，完全吸收后，试分析溶液中大量存在的离子及其物质的量浓度(可以不填满)。,【解析】 核外电子数为0的离子是H，故A为H；B最外层电子数是内层电子数的2倍，B原子结构示意图为 ，B为C元素；E为黄色易溶于CS2的单质，E元素为S；D与E同主族，D为O元素；B、C、D原子序数依次增大，C为N元素。,【答案】 (1)碳 氮 硫,知能优化训练,本部分内容讲解结束,点此进入课件目录,按ESC键退出全屏播放,谢谢使用,
