高中化學 1.2.1原子核外電子的排布　元素周期律課件 新人教版必修2.ppt

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第二節(jié) 元素周期律 第1課時 原子核外電子的排布 元素周期律,1．了解原子的核外電子能量高低與分層排布的關系。 2．了解核外電子分層排布的規(guī)律。 3．了解元素的原子結構和元素性質的周期性變化。 4．理解元素周期律的內(nèi)容和實質。,1．核外電子的分層排布 在多電子的原子里，電子的能量并不相同。能量低的，通常在離核 的區(qū)域運動；能量高的，通常在離核 的區(qū)域運動。核外電子的分層運動，又叫核外電子的分層排布。其關系如下：,原子核外電子的排布,[導 學 導 練],近,K L M N O P Q,,,遠,2.原子核外電子的排布規(guī)律,3．(1)原子(離子)結構的表示方法，如下所示： (2)原子結構示意圖中，核內(nèi)質子數(shù)等于核外電子數(shù)，而離子結構示意圖中，二者則不相等。如： Na＋ Cl－ 陽離子：核外電子數(shù)小于核電荷數(shù)。 陰離子：核外電子數(shù)大于核電荷數(shù)。,,,點撥 ①電子層實質上是一個“區(qū)域”，或者說是一個“空間范圍”，它與宏觀上層的含義完全不同。 ②核外電子排布的規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。如鈣原子由于受最外層電子數(shù)不超過8個的限制。其原子結構 示意圖為 而不應該是 。,判斷正誤 (1)鋰的原子結構示意圖是 。 ( ) (2)某原子M層電子數(shù)為L層電子數(shù)的4倍。 ( ) (3)某離子M層和L層電子數(shù)均為K層的4倍。 ( ) (4)離子的核電荷數(shù)一定等于其核外電子數(shù)。 ( ) 答案 (1)× (2)× (3)√ (4)×,1．原子結構的周期性變化 (1)元素原子核外電子排布的周期性變化。 規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn) 的周期性變化(第1周期除外)。,元素周期律,[導 學 導 練],由1到8,(2)元素原子半徑的周期性變化。 規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子半徑呈現(xiàn) 的周期性變化。,由大到小,2．元素性質的周期性變化 (1)元素主要化合價的周期性變化 規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高正化合價呈現(xiàn) ，最低負化合價呈現(xiàn) 的周期性變化。,＋1→＋7,－4→－1,點撥 元素化合價的“三個二” ①二“特殊”。 F無正價，O無最高正價； ②二“只有”。 金屬只有正價，只有非金屬才有負價； ③二“等式”(主族元素)。 最高正價＝最外層電子數(shù)， |最低負價數(shù)值|＋|最高正價數(shù)值|＝8。,(2)元素金屬性、非金屬性的周期性變化 ①Na、Mg、Al與水(或酸)反應的比較,劇烈,緩慢,劇烈,較快,強,中強,兩性,②Si、P、S、Cl四種元素性質的比較,,,,,弱,中強,強,強,,,,,3．元素周期律 內(nèi)容： 。 實質：元素周期律是 發(fā)生周期性變化的必然結果。 點撥 ①元素的性質包括：原子半徑、元素的主要化合價、金屬性、非金屬性等。 ②物質的性質：物理性質：顏色、狀態(tài)、氣味、揮發(fā)性、溶解性、密度、硬度、熔沸點、導電性、延展性等。 化學性質：氧化性、還原性、穩(wěn)定性、酸性、堿性等。,元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性,變化的規(guī)律,核外電子排布,在第三周期元素中，除稀有氣體元素外： (1)原子半徑最小的元素是________(填元素符號)； (2)金屬性最強的元素是________(填元素符號)； (3)最高價氧化物對應水化物酸性最強的是________(用化學式回答，下同)； (4)最不穩(wěn)定的氣態(tài)氫化物是________； (5)最高價氧化物對應水化物堿性最強的是________； (6)氧化物中具有兩性的是________。,解析 (1)第三周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，原子半徑最小的是Cl。 (2)金屬性最強的元素在最左邊，應為Na。 (3)非金屬性最強的元素，其最高價氧化物對應水化物的酸性最強，氯的非金屬性最強，其對應的酸是HClO4。 (4)非金屬性最弱的元素Si的氣態(tài)氫化物最不穩(wěn)定。 (5)金屬性最強的Na對應的NaOH的堿性最強。 (6)鋁的氧化物Al2O3具有兩性。 答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al2O3,要點一 原子核外電子排布規(guī)律的應用 【示例1】 (2013·汕頭高一檢測)甲、乙兩元素原子的第2層電子數(shù)都是其他層電子總數(shù)的2倍。下列推斷正確的是 ( )。 A．甲與乙處于同一周期 B．甲與乙處于同一主族 C．甲與乙指的是碳和鋁 D．甲與乙的原子序數(shù)之和是偶數(shù),解析 L層最多可有8個電子，當其他層共有4個電子時符合題意。根據(jù)核外電子排布規(guī)律，Mg符合條件；當L層未填滿電子時，K層的2個電子已填入，此時L層應有4個電子，碳符合條件。則甲、乙指的是碳和鎂，D項符合題意。 答案 D,1．確定元素的種類。 根據(jù)原子核外電子排布的某些特點可以確定元素的種類，注意1～20號元素原子結構的特殊關系。,2.推斷元素的性質。,特別提醒 (1)通常把最外層有8個電子(K層為最外層時電子數(shù)是2個)的結構，稱為相對穩(wěn)定結構。稀有氣體的原子就是上述結構，一般不與其他物質發(fā)生化學反應。當元素的原子最外層電子數(shù)小于8(K層小于2)時是不穩(wěn)定結構。在化學反應中，不穩(wěn)定結構總是通過各種方式(如得失電子、共用電子等)趨向達到相對穩(wěn)定結構。 (2)過渡元素原子最外層電子數(shù)不超過2個，若原子最外層有n個電子： ①n＝1，位于第ⅠA族或過渡元素區(qū)。 ②n＝2，位于第ⅡA族、0族或過渡元素區(qū)。 ③n≥3時，則一定位于第n主族(n＝8時，位于0族)。,【應用1】 短周期元素中，A元素原子最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的2倍；B元素原子最外層電子數(shù)是其內(nèi)層電子總數(shù)的3倍；C元素原子M層電子數(shù)等于其L層電子數(shù)的一半；D元素原子最外層有1個電子，D的陽離子與B的陰離子電子層結構相同，則4種元素原子序數(shù)關系中正確的是 ( )。 A．C＞D＞B＞A B．D＞B＞A＞C C．A＞D＞C＞B D．B＞A＞C＞D,解析 A元素原子的次外層電子數(shù)只能是2，最外層電子數(shù)是4。A的原子序數(shù)為6；B元素的內(nèi)層電子總數(shù)只能是2，最外層電子數(shù)為6，B的原子序數(shù)為8；C元素原子有3個電子層，L層必有8個電子，M層有4個電子，C的原子序數(shù)為14；D的陽離子與B的陰離子(即O2－)電子層結構相同，D為Na，原子序數(shù)為11；故原子序數(shù)：C＞D＞B＞A。 答案 A,要點二 元素周期律 【示例2】 (2013·廣州高一檢測)(雙選)已知X、Y、Z是三種原子序數(shù)相連的元素，最高價氧化物對應水化物酸性相對強弱的順序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，則下列判斷正確的是 ( )。 A．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HX＞H2Y＞ZH3 B．非金屬活潑性：Y＜X＜Z C．原子半徑：X＞Y＞Z D．原子最外層電子數(shù)：X＞Y＞Z,解析 本題的關鍵是“最高價氧化物對應水化物的酸性相對強弱”這一信息，由此可推知X、Y、Z為非金屬元素，原子序數(shù)相連意味著它們屬同周期元素，故活潑性：X＞Y＞Z，原子半徑：X＜Y＜Z，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性順序為：HX＞H2Y＞ZH3。 答案 AD,1．元素周期表中元素及其單質和化合物性質的變化規(guī)律,2.元素的金屬性、非金屬性強弱判斷規(guī)律 (1)金屬性強弱的判斷依據(jù) ①元素的單質與水或酸置換出氫氣的反應越容易進行，則其金屬性越強。 ②元素的最高價氧化物的水化物的堿性越強，則其金屬性越強。 ③金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應，若A置換出B，則A的金屬性強于B。 ④在金屬活動性順序表中，前面的金屬性強于后面的。 ⑤金屬陽離子的氧化性越強，則其單質的還原性越弱，元素的金屬性越弱(注：Fe的陽離子僅指Fe2＋)。,(2)非金屬性強弱的判斷依據(jù) ①非金屬元素的單質與氫氣化合生成氣態(tài)氫化物的反應越容易進行，則其非金屬性越強。 ②非金屬元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強，則元素的非金屬性越強。 ③元素的最高價氧化物的水化物的酸性越強，則其非金屬性越強。 ④非金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應，若A置換出B，并且A體現(xiàn)出氧化性，則A的非金屬性強于B。 ⑤非金屬陰離子的還原性越強，則其單質的氧化性越弱。,【應用2】 X、Y兩元素是同周期的非金屬元素，如果X原子半徑比Y的大，下面說法正確的是 ( )。 A．最高價氧化物對應水化物的酸性，X的比Y的強 B．X的非金屬性比Y的強 C．X的陰離子比Y的陰離子還原性強 D．X的氣態(tài)氫化物比Y的穩(wěn)定 解析 X原子半徑比Y的大，說明X在Y的左邊，原子序數(shù)X比Y小，X的非金屬性比Y的弱，因此最高價氧化物對應水化物的酸性X比Y的弱，X的陰離子比Y的陰離子還原性強，X的氣態(tài)氫化物不如Y的穩(wěn)定。 答案 C,,粒子半徑大小的比較——“四同”規(guī)律 1．同周期——“序大徑小” (1)規(guī)律：同周期，從左往右，原子半徑逐漸減小。 (2)舉例：第3周期中：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。 2．同主族——“序大徑大” (1)規(guī)律：同主族，從上到下，原子(或離子)半徑逐漸增大。 (2)舉例：堿金屬：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。,3．同元素 (1)同種元素的原子和離子半徑比較——“陰大陽小”。 某原子與其離子半徑比較，其陰離子半徑大于該原子半徑，陽離子半徑小于該原子半徑。 如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。 (2)同種元素不同價態(tài)的陽離子半徑比較規(guī)律——“數(shù)大徑小”。 帶電荷數(shù)越多，粒子半徑越小。 如：r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。 4．同結構——“序大徑小” (1)規(guī)律：電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小。 (2)舉例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。,特別提醒 所帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較r(Mg2＋)與r(K＋)可選r(Na＋)為參照，可知r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。,【應用3】 (雙選)下列微粒半徑大小的比較中，正確的是 ( )。 A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＞Rb＞K＞Na 解析 四種離子核外電子數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的增多，離子半徑依次減小，即微粒半徑：Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜O2－，A項錯；因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一個電子層，則S2－、Cl－半徑比Na＋、Al3＋大，再根據(jù)“序小徑大”的規(guī)則，則微粒半徑：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋，B項正確；Na、Mg、Al、S的原子半徑依次減小，C項錯；Na、K、Rb、Cs最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)依次增多，半徑依次增大，D項正確。 答案 BD,一 核外電子排布規(guī)律 1．下列各原子結構示意圖中所表示的核外電子排布正確的是 ( )。,解析 解答此題時應注意： ①電子排布遵循能量最低原理。②各電子層最多所能容納的電子數(shù)目為2n2。③原子最外層電子數(shù)不能超過8(K層為最外層時不能超過2)；A項不符合能量最低原理，應該先排滿K層再排L層，所以A項錯誤；B項不符合各層最多排2n2個電子，K層最多排2個電子，所以B項錯誤；D項不符合最外層最多只能排8個電子，所以D項錯誤。 答案 C,2．在第n電子層中，當它作為原子的最外電子層時，最多容納的電子數(shù)與n－1層相同，當它作為原子的次外層時，其電子數(shù)比n＋1層最多能多10個，則此電子層是 ( )。 A．K層 B．L層 C．M層 D．N層 解析 n作為最外層時，最多只能容納8個電子，所以n－1層應為8個電子，為L層，則n應為M層；若n為次外層，則n＋1為最外層，則次外層電子數(shù)最多為10＋8＝18，則進一步證明n為M層。 答案 C,二 元素周期律 3. 元素X形成的離子與鈣離子的核外電子排布相同，且X的離子半徑小于負二價硫離子的半徑。X元素為 ( )。 A．Al B．P C．Ar D．K 答案 D,4．(雙選)A、B兩金屬元素的原子電子層數(shù)相同，如果A原子半徑比B大，則下列判斷不正確的是 ( )。 A．兩元素形成的最高價氧化物對應的水化物的堿性應是A強于B B．B單質比A單質容易置換酸(或水)中氫 C．A的金屬性比B的金屬性強 D．A的陽離子比B的陽離子氧化性強 解析 A、B兩元素位于同周期，A的原子半徑比B大，則A位于B的左邊，A元素的金屬性比B強。 答案 BD,5．原子序數(shù)為11～17號的元素，隨核電荷數(shù)的遞增，以下各項內(nèi)容的變化是[填“增大(強)”、“減小(弱)”或“相同(不變)”] (1)各元素的原子半徑依次_____，其原因是______________________________________________。 (2)各元素原子的電子層數(shù)____，最外層電子數(shù)依次___。 (3)元素的金屬性逐漸______，而非金屬性逐漸_______，元素失電子能力逐漸______，得電子能力逐漸_______。,解析 原子序數(shù)為11～17號的元素，在元素周期表中位于第三周期，根據(jù)同周期元素的原子結構和性質的變化，可解答本題。 答案 (1)減小 電子層數(shù)相同時，隨核電荷數(shù)增大，原子核對最外層電子的引力增大，因此原子半徑減小 (2)相同 增大 (3)減弱 增強 減弱 增強,