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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【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.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。4.理解元素周期律的内容和实质。【自主学习】一、原子核外电子的排布1.核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。能量低的，通常在离核____的区域运动；能量高的，通常在离核____的区域运动。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。其关系如下：电子层(n)符号1K2L3M4N5O6P7Q离核远近能量高低近→远低→高2.原子核外电子的排布规律3.(1)原子(离子)结构的表示方法，如下所示：(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。如：Na＋____________Cl－____________阳离子：核外电子数小于核电荷数。阴离子：核外电子数大于核电荷数。点拨①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构示意图为而不应该是。[议一议]判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”(1)锂的原子结构示意图是()(2)某原子M层电子数为L层电子数的4倍()(3)某离子M层和L层电子数均为K层的4倍()(4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数()二、元素周期律1.原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现________________的周期性变化(第一周期除外)。(2)元素原子半径的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现________________的周期性变化。2.元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现__________，最低负化合价呈现__________的周期性变化。点拨元素化合价的“三个二”①二“特殊”。F无正价，O无最高正价；②二“只有”。金属只有正价，只有非金属才有负价；③二“等式”(主族元素)。最高正价＝最外层电子数，|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。(2)元素金属性、非金属性的周期性变化①Na、Mg、Al与水(或酸)反应的比较NaMgAl规律(同周期从左到右)单质与水(或酸)反应与冷水________反应，产生氢气与冷水几乎不反应，与沸水反应________，放出氢气；与酸反应________，放出氢气与酸反应________，放出氢气从水或酸中置换H2能力逐渐减弱最高价氧化物对应NaOH____碱Mg(OH)2________碱Al(OH)3________氢氧最高价氧化物对应的水化物碱性的水化物碱性强弱化物逐渐减弱②Si、P、S、Cl四种元素性质的比较SiPSCl规律(同周期从左到右)单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合与H2化合能力逐渐增强形成的气态氢化物的热稳定性SiH4____________PH3____________H2S____________HCl____________氢化物稳定性逐渐增强最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性强弱H2SiO3____酸H3PO4__________酸H2SO4____酸HClO4强酸(比H2SO4酸性)最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。――――――――――――――→NaMgAlSiPSCl金属性减弱，非金属性增强3.元素周期律内容：________________________________________________________________________。实质：元素周期律是________________________发生周期性变化的必然结果。点拨①元素的性质包括：原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等。②物质的性质：物理性质：颜色、状态、气味、挥发性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。化学性质：氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。[议一议]在第三周期元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。(2)金属性最强的元素是________(填元素符号)。(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(用化学式回答，下同)。(4)最不稳定的气态氢化物是________。(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。(6)氧化物中具有两性的是________。【难点突破】一、原子核外电子排布规律的应用例1已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为ABC，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。试推断：(1)三种元素的名称和符号：A________，B________，C________。(2)画出三种元素的原子结构示意图：A________，B________，C________。【归纳总结】1.确定元素的种类根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类，注意1～20号元素原子结构的特殊关系。特殊关系元素最外层电子数等于次外层电子数的一半Li、Si最外层电子数等于次外层电子数Be、Ar最外层电子数等于次外层电子数的2倍C最外层电子数等于次外层电子数的3倍O最外层电子数等于次外层电子数的4倍Ne最外层电子数等于电子层数H、Be、Al最外层有1个电子H、Li、Na、K最外层有2个电子He、Be、Mg、Ca内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素Li、P电子总数为最外层电子数2倍的元素Be2.推断元素的性质元素最外层得失电化学性质主要电子数子能力化合价稀有气体元素8(He为2)一般不易得失电子较稳定，一般不参与化学反应金属元素＜4易失电子金属性只有正价，一般是＋1→＋3非金属元素≥4易得电子非金属性既有正价又有负价特别提醒(1)通常把最外层有8个电子(K层为最外层时电子数是2个)的结构，称为相对稳定结构。稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元素的原子最外层电子数小于8(K层小于2)时是不稳定结构。在化学反应中，不稳定结构总是通过各种方式(如得失电子、共用电子等)趋向达到相对稳定结构。(2)过渡元素原子最外层电子数不超过2个，若原子最外层有n个电子：①n＝1，位于第ⅠA族或过渡元素区。②n＝2，位于第ⅡA族、0族或过渡元素区。③n≥3时，则一定位于第n主族(n＝8时，位于0族)。变式训练1短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是()A.C＞D＞B＞AB.D＞B＞A＞CC.A＞D＞C＞BD.B＞A＞C＞D二、元素周期律例2已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：XYZ归纳总结1.元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同增多最外层电子数增多相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素的化合价最高正价：＋1→＋7负价数＝族序数－8最高正价(O、F除外)、负价数相同，最高正价＝族序数金属性减弱增强非金属性增强减弱2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律(1)金属性强弱的判断依据①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。(2)非金属性强弱的判断依据①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。变式训练2X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是()A.最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强B.X的非金属性比Y的强C.X的阴离子比Y的阴离子还原性强D.X的气态氢化物比Y的稳定三、微粒半径大小的比较——“四同”规律例3下列微粒半径大小的比较中，正确的是()A.Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B.S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C.Na＜Mg＜Al＜SD.Cs＜Rb＜K＜Na规律总结粒子半径大小的比较——“四同”规律1.同周期——“序大径小”(1)规律：同周期，从左往右，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——“序大径大”(1)规律：同主族，从上到下，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(Cs＋)。3.同元素(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。4.同结构——“序大径小”(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＋)。特别提醒所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2＋)与r(K＋)可选r(Na＋)为参照，可知r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。变式训练3已知下列原子的半径：原子NSOSi半径r/10－10m0.751.020.741.17根据以上数据，磷原子的半径可能是()A.1.10×10－10mB.0.80×10－10mC.1.20×10－10mD.0.70×10－10m【当堂过关】1.下图微粒的结构示意图，正确的是()2.下列排列顺序不正确的是()A.原子半径：钠硫氯B.最高价氧化物对应的水化物的酸性：HClO4H2SO4H3PO4C.最高正化合价：氯硫磷D.热稳定性：碘化氢溴化氢氯化氢3.下列各组微粒半径比较，错误的是()A.Cl－Br－I－B.Al3＋Mg2＋Na＋C.RbKNaD.PSO4.已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的是()A.原子半径：As＞Cl＞PB.热稳定性：HCl＞AsH3＞HBrC.还原性：As3－＞S2－＞Cl－D.酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO45.原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大(强)”、“减小(弱)”或“相同(不变)”](1)各元素的原子半径依次________，其原因是______________________________________。(2)各元素原子的电子层数_______