人教版高中化学必修二课件第1章-第2节-第1课时

族序数－8
外)
内容
离子
氢化物
最高价氧 化物的水
化物
阳离子氧化性 阴离子还原性
稳定性 还原性
酸性
碱性
同周期(从 左到右) 增强 减弱 增强 减弱 增强
减弱
同主族(从上 到下) 减弱 增强 减弱 增强 减弱
增强
2.粒子半径大小的比较
(1)电子层数相同(即同周期)时，随着原子序数的 递增，原子半径逐渐减小。例如： 原子 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 半径 (2)最外层电子数相同(即同主族)时，随着电子层 数的递增，原子半径逐渐增大。例如： r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
为 8，即该离子核外电子排布为
，可能是 S2－、Cl－、
K＋、Ca2＋等；C 项中原子核外电子排布相同，则一定属于同
种元素，因为核电荷数＝原子序数＝质子数。
【答案】 CD
元素性质的周期性变化规律及粒子半 径大小比较
【问题导思】 ①根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较 ⅰ.P－3、S－2、Cl－还原性强弱 ⅱ.H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱 【提示】 ⅰ.P－3>S2－>Cl－ ⅱ.H2PO4<H2SO4<HClO4
核外电子排布的规律及其表示方法 【问题导思】
①将 Na 原子的结构示意图写成 么？
对吗？为什
【提示】 不对，L 层没有填满，只有排满 L 层才能排
M 层，正确的写法为
②ⅰ.核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理 解，如当 M 层不是最外层时，最多可以排布________个电子， 而当它是最外层时，最多可以排布________个电子。
②如何比较 Al3＋和 S2－半径的大小关系？
【提示】 电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参 照物进行比较。如比较 Al3＋与 S2－的半径大小，可找出与 Al3 ＋电子数相同，与 S2－同族的元素 O2－比较，Al3＋<O2－，且 O2 －<S2－，故 Al3＋<S2－。
1．原子结构及元素性质变化规律
原子 结构
元素 的性
质
内容 电子层数 最外层电子数 原子半径 得电子能力 失电子能力
金属性 非金属性
主要化合价
同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
相同
依次增加
依次增加
相同
逐渐减小
逐渐增大
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
最高正价：＋1～ 最高正价数＝主
＋7最低负价：主 族序数(O、F除
●教学地位
本节是本章的核心内容，本课时所讲内容是本节的重点， 所以元素周期率是本章的灵魂，非常重要，也是高考的必考 点。因此教学时要让学生认真领会所学内容，不要盲目求快， 要以学生理解、掌握为目标。
●新课导入建议 1869 年，俄国科学家门捷列夫在继承和分析前人工作的 基础上总结出了一条规律：元素的性质随着元素相对原子质 量的递增而呈周期性变化。这在当时已是非常科学的了。但 从我们现今的科学知识来看，这种观点是否正确？
化合价(最高价、 最低价)的变化
＋1―.→0
最高正＋价1―：→. ＋5 最低负－价4―：→. －1
最高正＋价1―：→. ＋7 最低负－价4―：→. －1
结论：随着原子序数的递增，元素的最高正价呈 现＋1―→＋7 、最低负价呈现 －4―→－1 的周期性变化。
4．同周期元素性质的递变规律(自左至右) 元素的金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
下一层。
1．前20号元素中与Ne、Ar核外电子排布相同的简单 离子有哪些？
【提示】 与Ne相同的有N3－、O2－、F－、Na＋、 Mg2＋、Al3＋，与Ar相同的有S2－、Cl－、K＋、Ca2＋。
元素原子结构的周期性变化
1.原子核外电子排布变化
原子序数
电子层数
最外层电子数
1～2
1
1～2
3～10
2
离子 半径
(1)同种元素的离子半径：r阴离子>r原子>r阳离子，r低 价阳离子>r高价阳离子。例如：r(Cl－)>r(Cl)， r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半 径越小。例如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2 ＋)>r(Al3＋) (3)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多， 半径越大。例如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb ＋)<r(Cs＋)；r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－) (4)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种 离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选 r(Na＋)为参照，可知：r(K＋)>(Na＋)>r(Mg2＋)
1～8
11～18
3
1～8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电 子数呈现的周变期化性
2．元素原子半径的变化
原子序数
3～9 11～17
原子半径的变化 规律
大→小. 大→小
结论：随着原子序数的递增， 元素原子半径周呈期变性化
3.元素主要化合价的周期性变化
周期数 原子序数
一
1～2
二
3～10
三
11～18
示意图。
信息பைடு நூலகம்
元素 名称
A 元素原子核外 M 层电子数是
L 层电子数的一半
B 元素原子最外层电子数是次
外层电子数的 1.5 倍
C 元素＋1 价离子的电子层排
布与 Ne 相同
D 元素原子次外层电子数是最
外层电子数的13
原子结构示 意图
【解析】 L 层有 8 个电子，则 M 层有 4 个电子，故 A
为硅
【答案】 C
2．下列微粒半径大小比较正确的是( ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<S D．Cs<Rb<K<Na
【解析】 A 项中，四种离子核外电子数相同，随着核 电荷数增多，离子半径依次减小，即 Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－， 故 A 项错误；C 项中，Na、Mg、Al、S 的原子半径依次减 小，故 C 项错误；D 项中，Na、K、Rb、Cs 最外层电子数 相同，电子层数依次增多，半径依次增大，故 D 项错误。而 B 项中，因 S2－、Cl－比 Na＋、Al3＋多一个电子层，则 S2－、 Cl－半径比 Na＋、Al3＋大，而 S2－、Cl－和 Na＋、Al3＋也分别适 用“序小径大”的原则，则微粒半径：S2－>Cl－>Na＋>Al3＋， 故 B 项正确。
(8)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的原子有 Li、P。 (9)电子层数跟最外层电子数相等的原子有 H、Be、Al。 (10)电子层数是最外层电子数 2 倍的原子是 Li。 (11)最外层电子数是电子层数 2 倍的原子有 He、C、S。 (12)最外层电子数是电子层数 3 倍的原子是 O。 (13)原子核中无中子的原子是11H。
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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
教师用书独具演示
●课标要求 能结合有关数据和实验事实认识元素周期率，了解原子 结构与元素性质关系。
●课标解读 1.在初中有关原子结构知识的基础上，进一步了解元素 原子核外电子排布。 2．掌握原子结构和元素性质随原子序数递增的变化规 律。 3．通过归纳、比较培养学生的抽象思维能力。
3．核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图 原子结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表 示该电子层上的电子数，如
(2)离子结构示意图 ①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离 子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体原子 相同的电子层结构。 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。
电子层
1.概念 在多电子原子里，电子运动的 能量不同 的区域简化为 不连续 的壳层，称作电子层。
2．不同电子层的表示及能量关系
序号(n) 1
各电
符号
K
子层
(由内 到外)
与原子核的 距离
能量
2 3 4567 L MNOPQ
由近到远 由低到高
3.电子分层排布 电子总是尽可能先从 内层 排起，当内层充满后再填充
与稀有气体原子核外电子排布相同的离子： ①与 He 原子电子层结构相同的离子有：Li＋、Be2＋、H－。 ②与 Ne 原子电子层结构相同的离子有：F－、O2－、N3－、 Na＋、Mg2＋、Al3＋。 ③与 Ar 原子电子层结构相同的离子有：Cl－、S2－、K＋、 Ca2＋。
根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构
2．元素的化学性质主要取决于原子核外电子排布的 哪一层？
【提示】 主要取决于最外层的电子排布，有的还要 取决于次外层。
元素周期律
1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而 呈周期性 变化 。
2．实质：元素性质的周期性变化是 核外电子排布 呈周 期性变化的必然结果。
3．非金属元素的最高正价与最低负价有什么关系？ 【提示】 非金属元素的最高正价与最低负价的绝对 值之和等于8，如氯元素的最低负价为－1，最高正价为＋ 7。
【解析】 Y 原子的最外层电子数是次外层电子数的 3 倍，则 Y 为氧元素，看表可知 X 是 N、Y 是 O、Z 是 S、W 是 Cl。常温下 H2O 是液态，NH3、H2S、HCl 是气态，故 A 项正确，非金属性 S<Cl，酸性 H2SO4<HClO4，故 B 项正确； 还 原 性 N3－ >O2－ 故 C 项 错 误 ； NH3 与 HNO3 反 应 生 成 NH4NO3，故 D 项正确。