第二节-元周期律

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人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件

。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐变小。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；

第二节元素周期律和元素周期表

横的方面 7个周期（三短、三长、 7个横行一不完全)
7个主族:由短周期和长周期周元素, 不完全周期共同构成期的族（ⅠA～ ⅦA） 7个副族：由长周期不完全表纵的方面周期构成的族（ⅠB～ⅦB） 18个纵行 Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、 Ni等元素零族：稀有气体元素
【课堂练习】
长周期
短周期元素
长周期元素
镧系元素: 57—71号，共15 种
它们的电子层结构和性质十分相似
锕系元素: 89—103号，共15种
它们的电子层结构和性质十分相似
元素周期表的结构
Ⅰ A , Ⅱ A , Ⅲ A , Ⅳ A ,Ⅴ A , 主族： ⅥA , ⅦA 共七个主族
族
副族： Ⅰ B , Ⅱ B , Ⅲ B , Ⅳ B ,Ⅴ B , ⅥB , ⅦB 共七个副族
核电荷数（Z）
＝核内质子数
＝核外电子数
一、元素周期律
K
Ca
原子序数与最外层电子数柱形图
10
最外层电子数
8 6 4 2 0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
原子序数
原子序数
电子层数 1
最外层电子数
达到稳定中课程标准实验教科书
化学1（必修）
第二节元素周期律和元素周期表
第一课时
周期
事物在运动、变化过程中,某些特征多次重复出现,其连续两次出现所经过的时间或空间叫“周期”。如：钟摆的周期以及我们一周的生活
原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数
元素的原子序数=
第53号元素:53-36=17第五周期第ⅦA 族。

人教版高中化学必修二《元素周期律》课件

2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显－1价。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子，达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴、阳离子也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构，不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构，表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________

优秀课件——元素周期律(共45张PPT)

化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数决定元素的原子半径由________________
最外层电子数决定元素的化学性质主要由________________
最外层电子数决定元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外）负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】元素的性质随着原子序数的递增而呈怎样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中，电子是分层排布的。能量较低的电子运动在离核较近的区域，能量较高的电子运动在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大最主要因素影响原子半径大小的因素 ②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向

高中化学第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时元素周期律课件新人教版必修第一册

B．原子半径：O＜S C．非金属性：S>Cl D．稳定性：HF＜HCl
OF S Cl
答案：B
6．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__C_l_ (填元素符号)。 (2)金属性最强的元素是_N__a__ (填元素符号)。 (3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__H_C_lO__4 __(用化学式回答，下同)。 (4)最不稳定的气态氢化物是_S_i_H_4__。 (5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__N_a_O_H___。 (6)氧化物中具有两性的是___A__l2_O_3___。
P
磷蒸气与氢气能反应
PH3不稳定
H3PO4 中强酸
S
加热 H2S受热
分解
H2SO4 强酸
Cl
光照或点燃时发生爆炸
规律
(同周期从左到右)
与H2化合能力逐渐增强
HCl稳定
氢化物稳定性逐渐增强
HClO4 强酸(比 H2SO4酸性
强)
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。
溶液变红
与冷水反应缓慢
反应加快，有气泡产生，溶液变红
实验结论
与钠和水的反应相比，镁在冷水中反应很缓慢，与沸水反应加快，反应生成了碱性物质和H2：Mg＋ 2H2O≜Mg(OH)2 ＋H2↑
(2)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
物质
Al(OH)3
Mg(OH)2
实验操作
三、元素周期律
周期性变化
原子核外电子排布
[即学即练] 1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×” (1)第二周期元素中原子半径最小的原子是氟。( √ ) (2)第二周期元素中C、N、O、F的最高化合价依次升高。( × ) (3)短周期元素中原子半径最小的是氢。( √ ) (4)从原子序数11依次增加到17，原子电子层数不变。( √ ) (5)从原子序数11依次增加到17，原子半径逐渐增大。( × ) (6)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小。( × ) (7)元素的非金属性越强，其氧化物对应的水化物酸性越强。( × ) (8)P的非金属性强于Si，H3PO4比H2SiO3的酸性强。( √ )

高中必修第一册化学《第二节元素周期律》获奖说课课件

2.Si、P、S、Cl非金属性的比较
非金属元素
最高价氧化物的水化物 (含氧酸)
名称化学式
酸性强弱
Si 硅酸 H2SiO3
弱酸
P 磷酸 H3PO4
中强酸
S 硫酸 H2SO4
强酸
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
单质氧化性与还原性
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与稳定性
碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
生成由难渐易，稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
生成由易渐难，稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 ( × ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( × ) (3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。 ( × ) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( √ )
白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：
Na_＞____Mg__＞___Al
氢氧化铝的两性氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方
程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al O2-

第一章_第二节元素周期律二课时

2
3
11～18
结论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的关系。
实验1：镁与水的反应
现象未加热时无现象，加热溶液变红色 Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
化学方程式
实验2：镁和铝与盐酸的反应镁铝与酸的反应
Mg 现象剧烈反应生成气体化学方程式 Al 较迅速反应生成气体
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱 Na Mg Al
ห้องสมุดไป่ตู้
Al(OH)3
两性氢氧化物
金属性逐渐减弱。
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
14Si 15P 16S 17Cl
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 高氧化物的水化物弱酸中强酸强酸价及其酸性强弱单质与H2反应条件高温 SiH4 加热 PH3 加热 H2S
3、已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的原子序数小于X的原子序数，则两种元素的原子序数之和为( ) A A.19 B.18 C.27 D.9 4、下列叙述正确的是 ( B ) A．同周期元素中，VII A族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体 C．VI A族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等
HClO4 最强酸
点燃或光照
酸性逐渐增强
HCl
气态氢化物及其稳定性结论
稳定性逐渐增强

必修二第一章第二节元素周期律化学教案

必修二第一章第二节元素周期律化学教案----305d55fa-6eb2-11ec-a20e-7cb59b590d7d必修二-第一章-第二节--元素周期律--化学教案第二节元素周期律教学计划三维目标知识和技能：1。

掌握元素周期表和元素周期定律。

2.掌握元素的价态与元素在周期表中的位置之间的关系。

过程与方法：1、归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”关系2、自主学习。

引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

情感、态度和价值观：培养学生的科学创新素质和理论联系实际的能力。

教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导教具准备：多媒体和物理投影仪[来源：学习主题网络z_x_x_k]教学过程[新课程介绍]元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就这就是我们在这节课上要学的。

[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。

老师：元素在周期表中的位置（以下简称“位”）反映了元素的原子结构（以下简称“结构”）素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。

因此，我们只要知道三种量其中一个（位、结构、性质）可以推导出另外两个量。

师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（b），铝（A1）；硅、锗；砷（as）、锑（sb）；用碲（TE）和钋（PO）画一条折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？[板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系【例题剖析】【例1】x.y是元素周期表中的两个元素。

在下面的描述中，可以解释x比y更非金属a、x原子的电子层比y原子的电子层数多b、x的氢化物的沸点性y的氢化物的沸点低。

c、 X的气态氢化物比Y.d更稳定。

Y的单质可以取代NaX溶液中的X来。

【老师的密集讲座】这个问题考察了对元素非金属强度的判断。

你应该记住并理解判断标准，而不是随意变换标准。

人教版-高一化学-必修二元素周期律

与冷水剧烈反应
剧烈反应且燃烧
与沸水反应
剧烈反应
与沸水反应很缓慢
反应比镁慢
（2）非金属性的判断
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸中强酸强酸最强酸逐渐增强
第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律
学习目标
1.了解原子核外电子排布规律，熟练画出前20 号元素原子结构示意图。
2. 探讨第三周期元素及其化合物的性质变化规律，导出元素周律。
核外电子运动的特点
1.电子的质量小（9.10910-31kg）；
2.电子绕核运动是在微小的空间（原子的直径约10-10m）中进行；
每个电子层最多可以排布多少个电子？
电子层排布电子数的规律
1.能量最低原理：电子先排在能量最低的电子层，然后由里向外向能量高的电子层排布。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
3.最外层电子数≤8个(K层是最外层时≤2个)，次外层电子数目≤18个，倒数第三层≤32个。
Ca2+
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较微粒r大小的“三看”规律：一看“电子层数”：电子层越多，r越大。二看“核电荷数”：电子层数相同，核电荷数越大，r越小。三看“电子数”：电子层和核电荷数相同，电子数越多， r越大。

人教版高中化学必修一第四章第二节元素周期律

新教材•化学(RJ) 必修•第一册
新教材·化学（RJ）必修·第一册
2．有三种金属元素 A、B、C，在相同条件下，B 的最高价氧化物对应
水化物的碱性比 A 的最高价氧化物对应水化物的碱性强；A 可以从 C 的盐溶
液中置换出 C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是( B )
A．A>B>C
B．B>A>C
C．B>C>A
D．C>B>A
新教材•化学(RJ) 必修•第一册
新教材·化学（RJ）必修·第一册
解析：根据金属元素的金属性强弱比较的方法及题意可知，由于 B 的最高价氧化物对应水化物的碱性比 A 的强，所以元素 B 的金属性比 A 的强；由于 A 可以从 C 的盐溶液中置换出 C，所以 A 的金属性比 C 的强。
碱性强弱 _____N_a_O__H____>___M__g_(_O__H_)_2__>___A__l_(O__H_)_2___
结论
金属性：_N__a_>_M__g_>_A__l _
新教材•化学(RJ) 必修•第一册
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4．Si、P、S、Cl 的非金属性的递变规律
Si、P、S、Cl
新教材•化学(RJ) 必修•第一册
题组训练
新教材·化学（RJ）必修·第一册
1．下列原子半径最大的是( C )
A．N
B．O
C．Na
D．Cl
新教材•化学(RJ) 必修•第一册
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2．下图表示 1～18 号元素原子结构或性质随电荷数递增的变化。该图中
纵坐标表示( B )
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

人教版高中化学必修二《元素周期律》ppt课件

通过对前面所学知识的归纳和比较，过程与方法
掌握“位、构、性”的关系。培养学生辩证唯物主义观点，培养学情感、态度生科学创造品质以及理论联系实际的与价值观能力。
自学导引
一、元素周期表的分区元素周期表中以B、Al、Si、Ge、As、Sb、Te、Po、 At为分界线。 1．金属元素在分界线的________。 2．非金属元素在分界线的________。 3．稀有气体在________一列。
第一章
物质结构元素周期律
第二节元素周期律
第3课时元素周期表和元素周期律的应用
自学导引规律技巧典例导析
随堂演练课时作业
三维目标
1.掌握元素周期表和元素周期律的应用。 2.了解元素周期表中金属元素、非金属元知识与技能素的区分。 3.掌握元素的性质、原子结构、元素在周期表中的位置之间的关系。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强。
(4)对角线规则：沿金属元素与非金属元素分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素的化学性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显，如铍与铝的化学性质相似。
7．正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。
8．所形成气态氢化物最稳定的元素是F。 9．最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是Cl。 10．所形成的化合物种类最多的是C。 11．原子序数、电子层数、未成对电子(单电子)数三者均相等的是H。 12．只有负价无正价的是F。
13．单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。 14．气态氢化物在水中的溶解度最大的是N。 15．最轻的金属是锂[ρ(Li)＝0.535g/cm3]。 16．同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的元素是H。 17．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是Al。 18．其单质可作半导体材料的是Si。 19．地壳中含量最高的元素是氧[ω(O)＝48.60%]。

第一章第二节第2课时元素周期律-高二化学人教版(2019)选择性必修2课件

03
电负性
二、电负性的应用
3.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为负价；
电负性数值小的元素原子吸引电子的能力若，元素的化合价通常为正价。
例3.电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8，则CH4中碳元素化合价为_－__4_价_，氢元素化合价为_＋__1_价_； SiH4中硅元素化合价为_＋__4_价_，氢元素化合价为－__1_价__
02
电离能
三、逐级电离能
1.逐渐电离能的变化趋势
同一元素原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能最小；失去电子后形成阳离子，所带正电荷对电子的吸引力更强，从而逐级电离能越来越大。
02
电离能
三、逐级电离能
2.逐渐电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系
主族元素的逐级电离能在逐渐增大的过程中会发生一次突变，因为电子是分层排布的，相较于外层电子，内层电子很难失去。
Y
原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ： (1)写出各元素的元素符号：W:__H__ 、X:__O__、Y:_M__g_、Z:__S_i _、N:__C_l_。 (2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序:_M__g_>_S_i_>_O__。
注意：不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准，如锑、铅、铋等金属元素的电负性均为1.9。
03
电负性
二、电负性的应用
2.判断化学键的类型

2023年高中化学第4章第2节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修第一册

课堂达标验收
1．镭，元素符号Ra，是一种具有很强的放射性的元素，在化学元
素周期表中位于第七周期第 ⅡA族。1898年12月，玛丽·居里和皮埃
尔·居里从沥青铀矿提取铀后的矿渣中分离出氯化镭。下列关于镭元素单
质及其化合物的性质推测错误的是
( CD )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气
解析：(1)由主要化合价和原子半径知A为Mg，B为Al，C为S，D为 Cl－，E为O。
(2)B处于周期表中第三周期第ⅢA族。 (3)C、D的简单离子分别为S2－、Cl－，半径大小为S2－＞Cl－。 (4) 最高价氧化物对应的水化物分别为 Mg(OH)2 、 Al(OH)3 、 H2SO4、HClO4，其中HCIO4酸性最强。 (5)S与O形成的化合物有SO2和SO3。
3．下列说法错误的是
( C)
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元
素的交界线附近
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
解析：构成催化剂的元素为过渡金属元素，在周期表过渡元素中寻
找，故选C。
要点归纳
课堂素能探究
知识点元素的性质、结构及在周期表中位置的关系
问题探究：1．根据元素周期表的结构可以推出该元素在周期表中的位置。元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系？
2．主族元素最高正价与原子结构之间存在什么关系？探究提示：1．原子有个电子层，元素就位于第几周期；主族元素的原子的最外电子层有几个电子，元素就位于第几主族。 2．主族元素最高正价与其原子结构的最外层电子数(价电子)密切相关，等于其原子所能失去或偏移的最外层电子数。

第二节元素周期律(hzx)

次外层电子数ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
巩固练习
1.（1）在多电子原子中，电子是分层排布的。能量最低的电子层为 K 层，离核最近。M层是代表第 3 层，
最多容纳 18 个电子，当其为最外层时，最多容纳 8 个电子。
（2）某种元素X核内有5个质子，X为 B(硼) 元素，原子结构示意图为。
非金属性逐渐减弱
HClO4 HBrO4 HIO4
酸性逐渐减弱
F－ Cl－ Br－ I－还原性逐渐增强 HF HCl HBr HI
酸性
逐渐增强
2、同周期元素递变规律：
原子半径：左→右，递减
金属性：左→右，递减
单质的还原性：递减碱性(高价)：递减阳离子的氧化性：递增单质的氧化性：递增氢化物的稳定性：递增酸性(高价)：递增阴离子的还原性：递减
原子半径
原子序数原子半径的变化逐渐减小
3～9
11～17 19～35
逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。
微粒半径比较：“三比”法
、比电子层数：电子层数越多半径越大
如：同主族元素的半径、原子与阳离子半径比较、比核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小。如：同周期元素原子半径的比较、
元素“位”、“构”、“性”三者关系
结构
位置
性质
《优化》P18 跟1、2
等电子粒子
化学上，把具有相同电子总数的粒子叫做等电子粒子
例：10电子粒子
原子阳离子 Ne
Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ N3–、O2– 、F– 、OH– HF、H2O、NH3、CH4

第二节第1课时原子核外电子排布和元素周期律

②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原子相同的电子层结构。
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要点突破
与稀有气体原子核外电子排布相同的离子: ①与 H e原子电子层结构相同的离子有: 、B e 、H 。 Li 23+ 2+ 3+ ②与 N e原子电子层结构相同的离子有: 、O 、N 、N a 、M g 、A l 。 F ③与 A r原子电子层结构相同的离子有: l 、S 、K 、C a 。 C
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要点突破
3. 下列各组元素性质的递变错误的是( C A . 、B e、B 原子最外层电子数依次增多 Li B. P、S、C l元素的最高正化合价依次升高 C . 、C 、N 、O 、F 原子半径依次增大 B D . 、N a、K 、R b的金属性依次增强 Li
)
指津: 、B e、B 原子的最外层电子数分别为 1、2、3, 项正确; Li A P、S、 C l的最高正化合价分别是+5、+6、+7, 项正确; 、C、N 、O 、F 原子 B B 的电子层数相同, 最外层电子数依次增多, 则原子半径依次减小, 项错 C 误; 、N a、K 、R b的最外层电子数相同, Li 原子半径依次增大, 则金属性依次增强, 项正确。 D
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要点突破
(2)不同电子层的表示及能量关系
序号(n) 各电子层(由内到外) 符号与原子核的距离能量 1 K 2 L 3 M 4 N 由近到远由低到高 5 O 6 P 7 Q
3.电子分层排布电子总是尽可能先从内层排起, 当一层充满后再填充下一层。
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