元素周期律课件

第二节元素周期律一、原子核外电子的排布电子层模型示意图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、Q核外电子排布的一般规律1、核外电子依据能量高低分层排布。离核越近能量越低，离核越远能量越高。电子能量：KLMN…<<<2、电子按能量由低到高排布电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层，当一层充满后，再填充下一层。由里向外，从能量低的电子层到能量高的电子层依次排布。稀有气体元素原子核外电子排布

元素各电子层容纳的电子数KLMNOP氦2氖28氩288氪28188氙2818188氡2818321884、最外层（K层不超过2个）电子数最多不超过___个。5、次外层电子数最多不超过___个，倒数第3层不超过____个。818323、每一层最多填充的电子数为2n2个。(n为电子层序数)核外电子排布的一般规律1、核外电子依据能量高低分层排布。离核越近能量越低，离核越远能量越高。概括总结2、电子按能量由低到高排布。3、每一层最多填充的电子数为2n2个。4、最外层（K层不超过2个）电子数最多不超过___个。5、次外层电子数最多不超过___个，倒数第3层不超过____个。81832核电荷数原子核电子层该电子层上的电子数＋11281钠原子结构示意图

核外电子的排布表示式

巩固练习

+86

828填写核电荷数为86的氡元素核外电子排布。183218二、元素周期律1、电子层排布的周期性变化随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现怎样的规律性变化？

012345678910111213141516171815324由最外层电子数对原子序数作图

687最外层电子数原子序数原子序数电子层数最外层电子数1→23→1011→1811→221→831→8最外层电子的排布随核电荷数的增加呈周期性变化：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现的现象。2、化合价的周期性变化

随着原子序数的递增，元素化合价也呈现

周期性变化：

随着原子序数的递增，元素的化合价在很大程度上重复着：正价从+1逐渐递变到+7，从非金属元素开始有负价，负价是从-4递变到-1。主族元素的最高正价=最外层电子数=主族序数=价电子数最高正价+︱最低负价︱=8注意：金属无负价，O、F无正价1

2

3

45

6

7

891011121314151617180.030.190.110.070.15由原子半径对原子序数作图

HLiBeFNaClONCBSSiPAlMg原子半径原子序数同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。（稀有气体的原子除外）

3、原子半径的周期性变化原子半径受哪些因素制约？

影响原子半径大小的因素①电子层数：②核电荷数：核电荷数越多，原子半径趋向于减小③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，原子半径趋向于增大最主要因素特例：Li核外电子层数为2，但其半径大于电子层数为3的Al、Si、P、S、Cl等原子。交流、研讨一般电子层数越多，原子半径越大

结论1.对于同一族元素，随着核电荷数的增加，原子r增大；2.对于同一周期元素，随着核电荷数的增加，原子r减小。3.对于同种原子，

r阴离子>r原子>r阳离子比较下列各组微粒的半径大小：1.K、K+2.S、S2-3.N、F、Li、B4.O2-、Mg2+、Al3+、Na+5.Cl、Br、I复习巩固探究同周期元素性质的递变请写出第三周期元素的名称和符号Na11钠Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩交流、研讨（1）第3周期元素原子的核外电子排布、原子半径是如何递变的？（2）尝试预测第3周期元素原子失电子或得电子能力的相对强弱。

同周期元素得失电子能力的递变规律

IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA1234567同一周期的主族元素，从左到右原子半径依次减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力减弱金属性越来越____，非金属性越来越____。弱强二、元素周期律

4、同周期元素性质变化规律元素金属性强弱的判断依据1．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；2．最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱；3．置换反应；4．金属活动顺序表；5．原子结构。

设计实验方案，验证钠、镁、铝三种元素金属性相对强弱。活动探究元素NaMgAl与水反应现象反应方程式最高价氧化物对应的水化物碱性强弱Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al几乎与水不反应NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3弱碱与水反应无明显现象

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑与冷水剧烈反应结论与冷水反应缓慢，与热水迅速反应Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑△金属性Na＞Mg＞Al2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑△MgAl现象反应方程式结论Mg、Al与稀盐酸反应比较

剧烈反应剧烈反应，但比镁慢Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，但Mg比Al更剧烈NaMgAl单质与水（或酸）反应最高价氧化物对应的水化物碱性强弱结论与冷水剧烈反应与热水迅速反应，与酸剧烈反应与水反应无明显现象，与酸反应比镁慢

NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3弱碱失电子能力Na＞Mg＞Al

金属性Na＞Mg＞Al元素非金属性强弱的判断依据1.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱；3.非金属单质间的置换反应；4.元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱；5.原子结构。SiPSCl气态氢化物的化学式单质与H2反应的条件氢化物稳定性最高价氧化物对应的水化物酸性强弱结论SiH4PH3H2SHClH2SiO3H3PO4H2SO4HClO4弱酸中强酸强酸强酸得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强很不稳定不稳定较不稳定稳定很难难较难易第三周期元素的最高价氧化物对应水化物酸碱性族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA元素NaMgAlSiPSCl氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸碱性强碱碱两性弱酸酸强酸最强酸酸性逐渐增强，碱性减弱同一周期元素金属性和非金属变化非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强Li3锂Be4铍B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱Na11钠Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫Cl17氯Ar18氩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1→8（K层电子数1→2）原子半径大→小化合价：+1→+7-4→-1（稀有气体元素为零）决定了归纳出引起了元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律(periodiclawoftheelements)三、元素周期表和元素周期律的应用“位、构、性”的关系

结构

位置

性质周期族(2)核外电子电子层数最外层电子数(1)核电荷数、原子序数1、元素的性质与元素在周期表中位置的关系

(1)同周期元素：电子层数_____，核电荷数越大，原子半径_____，核对电子的引力_____，原子失电子能力_____，得电子能力_____，金属性_____，非金属性______。相同越小越弱越弱越大越强越强(2)同主族元素：最外层电子数_____，核电荷数越大，电子层数_____，原子半径_____，核对电子引力_____，原子失电子能力_____，得电子能力_____，金属性_____，非金属性_____。相同越多越小越大越强越强越弱越弱同一主族元素性质的递变规律Na11钠Li3锂K19钾Rb37铷Cs55铯F9氟Cl17氯Br35溴I53碘At85砹失电子能力逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱得电子能力逐渐增强同一主族元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA2LiLi2OLiOH3NaNa2ONaOHCl2O7HClO4Cl4KK2OKOHBr2O7HBrO4Br5RbRb2ORbOHI2O7HIO4I6CsCs2OCsOHAt2O7HAtO4At酸性减弱碱性增强元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt酸性逐渐增强碱性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐增强元素气态氢化物的热稳定性BCNOFSiPSClAsSeBrTeIAt热稳定性逐渐增强热稳定性逐渐减弱热稳定性逐渐减弱热稳定性逐渐增强元素的金属性和非金属性递变小结HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt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元素位、构、性三者关系（举例）1、金属性最强的元素（不包括放射性元素）是

；2、最活泼的非金属元素是

；3、最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是

；4、最高价氧化物对应水化物的碱性最强的（不包括放射性元素）是

。CsFHClO4CsOH2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

主族元素的最高正价=最外层电子数=主族序数

最高正价+︱最低负价︱=8︱最低负价︱=8-主族序数注意：金属无负价，O、F无正价元素周期表的实际应用1、在周期表中一定的区域内寻找特定性质的物质