第1课时原子核外电子的排布元素周期律

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律,1、理解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。2、初步掌握核外电子排布的规律,并能根据此规律画出常见原子的结构示意图。,元素周期表,整体结构,显著信息,隐藏信息,同族以及同周期中元素间的递变规律核素同位素,周期族,原子序数、元素名称、元素符号和相对原子质量,原子,原子核,质子,带负电荷,带正电荷,不带电荷,质子数（核电荷数）核外电子数,核外电子,中子,一、原子核外电子的排布1.核外电子是分层排布的电子层：n=1、2、3、4、5、6、7符号：K、L、M、N、O、P、Q2.核外电子的排布遵循能量最低原理在离核较近区域运动的电子能量较低，在离核较远区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能的先从内层排起,KLMNOPQ,由内到外，能量逐渐升高,核外电子的排布规律1.各电子层最多容纳2n2个电子；2.最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)；3.次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个；4.核外电子总是尽可能的先排布在能量较低的电子层上，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层上(能量最低原理)。以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用.,核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布,二、元素周期律,请阅读和比较1-18号元素的有关数据，从中能找出什么规律？,随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元素的原子半径和元素化合价各有什么变化规律？,放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸腾，再观察现象。,镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡溶液变为红色。,镁元素的金属性比钠弱,讨论第三周期元素性质的递变规律,结论：,镁元素的金属性比铝强,实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L）盐酸反应。现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。结论：Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2,钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较,冷水、剧烈,冷水、缓慢,剧烈,迅速,强碱性,中强碱,两性氢氧化物,金属性：NaMgAl,剧烈,不反应,同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。,金属性强弱判断依据单质与水(或酸）反应置换出氢气的难易程度。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。,非金属性强弱的比较,Si,P,S,Cl,高温,H4SiO4弱酸,磷蒸气与氢气能反应,H3PO4中强酸,需加热,H2SO4强酸,光照或点燃,HClO4最强酸,氢化物化学式,元素,14Si,15P,16S,17Cl,非金属性：SiPSCl,单质与氢气的化合条件,氢化物的稳定性,SiH4,PH3,H2S,HCl,高温下少量反应,磷蒸气，困难,加热反应,光照或点燃,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,从氢化物的稳定性看,同周期中，随着原子序数的增加，元素的非金属性逐渐增强。,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,用结构观点解释：同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.,随着原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数18,（K层电子数12）,同周期元素原子半径大小,化合价：+1+741,决定了,归纳出,引起了,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化.,元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、非金属元素氢化物的稳定性,1.下列事实能说明金属性NaMg的是()A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子；B.Na能与冷水反应，而Mg不能；C.碱性NaOHMg(OH)2；D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；,BC,2.下列有关元素周期律的叙述正确的（）A.元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化B.元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化C.元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D.元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化,A,3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列的是（）A.Na、Mg、AlB.Cl、S、PC.Na、N、FD.Cl、Br、I4.下列递变规律不正确的是（）