2015-2016学年 第二节《元素周期律》课时1 课件
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2015-2016学年高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律课件 新人教版必修
知识点一 原子核外电子的排布
一、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
各电
序号(n)
12 3 4 567
子层
符号
K LMNO PQ
（由 与原子核的距离
内到外）
能量
由小到大 由低到高
二、电子的能量
1．在多电子原子里，电子的能量 不同
答案：D
4．已知一般情况下原子核外最外层电子数相等的元素具有相似
的化学性质。氟元素原子的核外电子排布示意图为 中，与氟元素原子的化学性质相似的是( )
。下列原子
解析：与氟原子化学性质相似的原子最外层电子数应为 7。根 据原子核外电子排布规律及相应原子结构示意图，只有 D 中氯原子 与氟原子化学性质相似。
如 Na：
Na＋：
Ne：
(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
稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 Cl：
Cl－：
Ar：
3．质子数与核外电子数的关系 由以上原子结构示意图和离子结构示意图可知： 原子：质子数＝核外电子数 阳离子：质子数＝核外电子数＋离子所带电荷数 阴离子：质子数＝核外电子数－离子所带电荷数
答案：(1)硅 (3)氟
(2)硼 (4)氖
题组三 “10 e－”微粒
6．与 OH－具有相同质子数和电子数的粒子是( )
A．H2O
B．F－
C．Na＋
D．NH3
解析：OH－有 9 个质子，10 个电子，符合的只有 B 项。
答案：B
7．A＋、B＋、C－、D、E 五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有 10
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
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
元素周期律精品课件
下列微粒半径大小的比较中,正确的是 ( ) A.Na+<Mg2+<Al3+<O2B.S2->Cl->Na+>Al3+ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na
【思维建模】微粒半径大小比较的解答思路为:
【解析】选B。
选项
分析
A项 (×)
四种离子核外电子数相同,随着核电荷数的增多,离 子半径依次减小,即微粒半径:Al3+ <Mg2+<Na+<O2-
期性变化的必然结果。
原子核外电子排布
【微思考】 1868年俄国化学家门捷列夫提出了元素周期律的观点, 他认为“随着元素相对原子质量的递增,元素的性质呈 周期性变化”。请你分析这句话是否正确,并说明原因 。
提示:错误。元素的性质是随原子序数的递增而呈周期 性变化,而不是相对原子质量。限于当时的条件和科学 水平,在当时是正确的。
C.Al、Be、Na
D.N、O、F
【解析】选B。A项中He为0价;C项中元素正价化合价分 别为+3、+2、+1,与题目要求恰好相反;D项中F无正价 。
【素养提升】 在现行的元素周期表中,共有118个元素,其中金属元
素94个。下面是关于金属元素的一些讨论,据此回答:
(1)金属元素有负化合价吗?它们能否形成简单阴离子? 提示:金属元素无负化合价,所以不能形成简单阴离子。 (2)对于同横行的金属元素,从左到右,其化合价是怎样
2.(2019·三明高一检测)下列粒子半径之比大于1的是 ()
A. r(K＋)
rK r S C. r P
r Ca B. r Mg
第二节元素周期表律(一)PPT课件
+7
-4
-1
0
结论：随着原子序数的递增，元素的化合
价呈现周期性变化。
最高正价从+1递增到+7， 负价从-4递增到-1
随着原子序数的递增:
原子核外电子排布呈现周期性变化
————————————————
原子半径呈现周期性变化
————————————————
元素主要化合价呈现周期性变化
————————————————
1－18号元素原子结构的特殊规律： ①最外层电子数等于次外层电子数的元素：
Be、Ar ②最外层电子数是次外层电子数的2倍的元素：
C ③最外层电子数是次外层电子数的3倍的元素：
O
④电子层数与最外层电子数相等的 元素：
H、Be、Al
⑤次外层电子数是最外层电子数 2倍的元素： Li、Si
⑥原子核内无中子的原子： H ⑦最外层电子数是1的原子： H Li Na ⑧最外层电子数是2的原子：He Be Mg
最高价氧化物的水化物的碱性逐渐 增强 。
卤族元素按9F、17Cl、 35Br 、53I、顺序， 随着元素原子核电荷数的增加， 电子层数依次 增多 ， 原子半径依次 增大 ， 最外层都有 7 个电子， 最高化合价为 +7价 ， 元素的非金属性逐渐 减弱 ， 氢化物 的热稳定性逐渐 减弱 。
小结:
元素周期表中，同主族元素从上到下 原子核外电子层数依次 增多 ， 原子半径逐渐 增大 ， 失电子能力逐渐 增强 ， 得电子能力逐渐 减弱 。 所以, 金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 。
元素的金属性和非金属性是否呈现周期性变化?
————————————————————————————————
碱金属按3Li 、11Na 、19K、37Rb 、55Cs、的 顺序，随着元素原子核电荷数的增加， 电子层数依次 增多， 原子半径依次 增大 ， 最外层都有 1 个电子， 最高化合价为 +1价 ， 元素的金属性逐渐 增强 ，
第二节_元素周期律(第一,二课时)很全哦
参考答案：1、A 2、A 3、Be 4、 A 5、该元素为磷元素 6、(1)O Ca Na Cl期表前三周 期元素（1-18号）的符号及原子的核外电子 排布（用原子结构示意图表示）
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布 呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什么规 律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？
同周期元素的金属性和非金属性是否也随原 子序数的变化呈现周期性变化呢？ 以第三周期元
素为例讨论!
元素金属性强弱判断依据：
1、根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易程 度。置换出氢气越容易，则金属性越强。 2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物（即最高价 氢氧化物）碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属 性越强。 3、可以根据金属在金属活动性顺序中的位置进行判断。
生气泡。但镁反应比铝剧烈。
Na
与冷水反 单质与水 应: 剧烈 （或酸）
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 迅速 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。 NaOH Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性 氢氧化物
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
强碱
第一章 物质结构 元素周期表 第二节 元素周期律（第1课时）
问:你还记得原子是如何构成的吗?
如何运动呢?
⑴物质是由非常微小、不可再分 的微粒——原子组成，原子在一 切化学变化中不可再分，并保持 自己的独特性质。 ⑵同一元素所有原子的质量、性 质都完全相同。不同元素的原子 质量和性质也各不相同，原子质 量是每一种元素的基本特征之一。 ⑶不同元素化合时，原子以简单 整数比结合。
3．在下列所表示的微粒中，得电子能力最强的是( B )
必修二第一章第二节《元素周期律》第一课时PPT
NaOH ( 强碱 )
Mg(OH)2 中强碱
两性氢 ( 氧化物 )
Al(OH)3
所以：
Na
Mg
Al
减弱.
金属性逐渐
3、阅读
弱
比较第三周期非金属与氢气反应条件及含氧酸的酸性强 (P16)
4、结论
上述实验证明，第三周期元素金属性、非金属性的递变 规律:
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
7、气态氢化物的生成 与稳定
元素周期律
方式 随着 原子 序数 的递 增 元素性质 元素原子的最 外层电) 大→小
+1→+7 -4→-1→0
结论 呈 现 周 期 性 变 化
元素金属性 金属性减弱 与非金属性 非金属性增强 元素周期律:随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化。 元素周期律实质:元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
钠比镁与水反应剧烈
结论：镁的金属性比钠弱。
（2）镁与铝与盐酸反应比较
Mg
Al
现象 化学方 程式
有大量气泡产生，试管烫 有大量气泡产生，试管烫 手，反应速度很快。 手，反应速度快。 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。 但镁反应比铝剧烈。
结论：镁的金属性比铝强。
2、讨论
Na Mg Al . . . . . 与冷水反应: 与酸反应： 浮于水面，熔成 . 常温下和加热 与冷水反应缓慢， 单质与水 小球，四处游动， . 与沸水反应迅速, 时，遇水无明 （或酸） 嘶嘶作响，溶液 . 与酸反应剧烈， 显现象；与酸 反应 变红；与酸反应 . 放出氢气。 反应剧烈，放 更为剧烈。 . 出无色气体。 最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
元素周期律张精选PPT
电子层符 号
K
L
MN
OP Q
电子能 电子离核由近 到远，电子能量由低到_高___
量
一、原子核外电子的排布
3、核外电子排布的规律
阅读课本12-13表,及下表数据，归纳总结核外电子排布的规律
核电 元素 元素 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由大到小的周期性变化。
画原子结构示意图要遵循上述规律。
各电子层的电子数
荷数 名称源: 符号 K A．KCl B．NaBr C．LiI D．KF
电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；
L
M
N
O
P
2 氦 He 2 电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；
A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B原子核外电子总数比A原子核外电子总数多5个，则A与B形成的化合物的化学式为（
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟元素无正价，氧元素无最高正价 。
化合价呈周期性变化的原因:
原子电子层排列的周期性
3.原子半径的递变规律
元素 H
He
原子 0.037
半径 nm (2)同周期元素原子半径随原子序数增大逐渐减小的原因
电子的质量很表小示 ，体积也很小；电子所占据的运动空 间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）； 电子在核 外做高速（光速）运动。
不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到
它在空间某个位置出现机会的多少
一、原子核外电子的排布
2、核外电子分层排布
阅读课本12页完成下表
第二节元素周期律第一课时(共16张PPT)
（1）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子
层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的
电子层里（
）。
（2）各电子层最多能容纳的电子数为
第十页，共16页。
（3）最外层电子数不能超过 （当K层为最 外层时不能超过 ）。
（4）次外层电子数不能超过 ，倒数第 三层电子数不能超过 。
注意：
a、以上四条规律是相互联系的，不能孤立地
第二节元素周期律第一课时
第一页，共16页。
1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层 中的电子具有不同的能量。
2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规 律画出常见原子的结构示意图。
核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。
核外电子的分层排布。
第二页，共16页。
提问： 1、元素的性质由什么决定？
理解。
b、最外电子层中排满 8 个电子（He为2个
电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定
结构(在一定条件下要转变为稳定结构)
c、画
要遵循上述规律。
第十一页，16页。
课堂练习1
1.下列原子结构示意图中,正确的是:
A.
B.
C.
D.
2.某元素原子的原子核外有三个电子层,最外层有4个电子,该原子 核内的质子数为:
3、能量低的电子在离核较近的区域运动，能 量较高的电子在离核较远的区域运动。
连4、续的我壳们层把，不称同之的为电“子电电运子子动层层区”域。简？化？为？不
第八页，共16页。
电子层的代号
n
1 2 3 4 567…
各 序号 K L MNOPQ…
电
与原子核 小
大
子 的距离
层能量
低
第九页，共16页。
元素周期律学年高中化学必修二教学课件
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
2．Cl 是元素周期表中第 17 号元素，下列正确表示 Cl－结构示意图的是( C )
解析：根据核外电子排布规律，17 号元素原子结构示意图为
结构示意图为
。
，Cl－
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
7．下列各组元素中，按元素最高正化合价递增顺序排列的是( B )
A．C、Nr、I
D．Li、Na、K、Rb
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
解析：由于主族元素的最高正化合价在数值上一般等于最外层电子数(除氧、 氟外)，因此可通过比较各原子最外层电子数的多少来确定元素化合价的高低。根 据分析可知，只有 B 项中各元素的最高正化合价依次增大：K 为＋1 价，Mg 为＋ 2 价，C 为＋4 价，S 为＋6 价。
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
6．下列元素中，原子半径最大的是( A )
A．Na
B．Al
C．Cl
D．Mg
解析：同一周期的四种元素的原子核外电子排布都是三层，核电荷数越小
的，原子半径就越大，金属钠的核电荷数最小，原子半径最大，A正确。
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
元 素 周 期 律 课件学 年高中 化学必 修二
8．(2019·吉林长春高一期中)将核电荷数为1～18的元素依次填入下图。根 据原子核外电子层数和最外层电子数分析，回答下列问题：
(1)核电荷数为6和14的原子，它们的_最__外__层__电__子__数____相同，_电__子__层__数___不 相同；核电荷数为15和 16的原子，它们的电__子__层__数____相同，_最__外__层__电__子__数___ 不相同；核电荷数为10和18的原子，它们的最外层电子数为_____8_____，它们 的元素符号分别是___N__e_____、___A_r______。
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结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。
主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质 呈现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
1.某元素原子核外L层电子数是其它层电子数 之和的2倍，则该元素的核电荷数为( AC )
A.6
B.8
C.12
D.16
2、下列变化的比较, 不正确的是( D ) A.酸性强弱: HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 B.原子半径大小: Na>S>O C.碱性强弱: KOH>NaOH>LiOH D. 还原性强弱: F->Cl->I-
Na Mg Al . . . . . 与冷水反应: 与酸反应： 浮于水面，熔成 . 常温下和加热 与冷水反应缓慢， 小球，四处游动 . 与沸水反应迅速, 时，遇水无明 ，嘶嘶作响，溶 . 与酸反应剧烈， 显现象；与酸 液变红；与酸反 . 放出氢气。 反应剧烈，放 应更为剧烈。 . 出无色气体。
单质与水 （或酸） 反应
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不 能超过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数 能超过 32 。
（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里， 然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能 量最低原理）。
a、四条规律相互制约 b、最外电子层中排满 8 个电子（He为2个电 子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构
①金属与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）
碱性越强，金属性越强； ③金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。
元素非金属性强弱判断依据:
①非金属与H2化合越容易，非金属性越强；
②气态氢化物越稳定, 非金属性越强；
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸） 酸性越强，非金属性越强； ④非金属与某些盐溶液反应置换另一非金属
Si
P
S
Cl
金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
对其他周期元素性质进行研究,也可以得 到类似的结论。 ∴ 同一周期元素,从左到右, 金属性逐 渐减弱,非金属性逐渐增强。
元素周期表中元素性质递变规律
内 容 同周期元素（自左向右） 相同 从1-2或1-8 同主族元素（自上而下） 增多 相同 从小到大 相同 增强 减弱
1、判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？
A、 ×
B、 ×
×
C、
D、 ×
2、根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示 意图。 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；
硅 ______
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的
硼 1.5倍；______
（3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；
为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层 排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？
随原子序数的递增,元素原子核外电子 排布的周期性变化,决定了原子半径、化合 价呈现周期性变化。
元素的金属性和非金属性是否 也随原子序数的变化呈现周期性变 化呢？
元素的金属性和非金属性的强 弱根据什么来判断？
元素金属性强弱判断依据:
5、氧化性与还原性
6、最高价氧化物对应水
化物的酸碱性
7、气态氢化物的生成 与稳定
元素周期律
方式
随着 原子 序数 的递 增
元素性质 元素原子的最 外层电子排布 元素原子半径 元素化合价
变化趋势 1→8 (H,He) 大→小 +1→+7 -4→-1→0
结论
呈 现 周 期 性 变 化
元素金属性 与非金属性
2 10 18 36 54 86
氦 氖 氩 氪 氙 氡
He Ne Ar Kr Xe Rn
各层最多电子数
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超 过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不 能超过 32 。
核外电子的排布规律：
电子层数
最外层电子数 1、原子半径 2、元素主要化合价 3、金属性、非金属性 4、得失电子能力
从大到小
从+1 -- +7或-4 -- -1 减弱 增强
失减弱，得增强 氧化性增强，还原性减弱 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
失增强，得减弱 还原性增强，氧化性减弱 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
第一章 元素周期表
第2节 元素周期律 （课时1）
1、掌握原子核外电子的排布规律 2、元素性质与原子结构的关系
本课设计主线：原子结构——原子结构递变规律——元素性质递变 规律——课堂检测。首先借用“核外电子运动的视频导入课堂，并发出 与本课知识相关的设问，讲述原子核外电子的排布，从电子层、电子的 能量及电子排布三个角度共同分析，总结出原子核外电子的排布规律； 同时依据材料总结原子的电子层排布、原子半径及化合价的排布规律， 从而引出问题：结构与性质的关系，接着通过实验或数据，总结第同一 周期或同一主族的元素金属性或非金属的递变规律，最后通过课堂练习 巩固本课所学知识。 在讲述金属性及非金属的递变规律时，一定要依据实验或数据，同 时强调一定要学生明确判断金属性或非金属性的标准，让学生区别氢化 物或最高价氧化物对应水化物的区别。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH
( 强碱 )
Mg(OH)2 中强碱
两性氢 ( 氧化物 )
Al(OH)3
所以：
Na
Mg
Al
金属性逐渐 减弱 .
3、阅读
弱 比较第三周期非金属与氢气反应条件及含氧酸的酸性强 (P16)
4、结论
上述实验证明，第三周期元素金属性、非金属性的递变 规律:
Na
Mg
Al
现象
化学方 程式
有大量气泡产生，试管烫 有大量气泡产生，试管烫 手，反应速度很快。 手，反应速度快。 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。 但镁反应比铝剧烈。
∴镁的金属性比铝强。
2、讨论
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
由内到外，能量逐渐升高
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层 里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子 层里（能量最低原理）。
稀有气体元素原子电子层排 布 各电子层的电子数
核电 荷数 元素 名称 元素 符号 K 2 2 2 2 2 2 2 8 8 8 8 8 8 8 18 18 18 18 8 18 32 32 8 18 ? 8 ? L M N O P 最外层电子 数 2 8 8 8 8 8
氖 ________
二、元素周期律
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
1、实验
（1）镁与冷水和热水反应比较
现象
加热前，镁条表面附着 少量无色气泡 ，加热沸 腾后有 较多无色气泡 冒出，溶液变 粉红 色。
化学方程式
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
△
（1）比较钠比镁与水反应的难易程度？
钠比镁与水反应剧烈
∴镁的金属性比钠弱。
（2）镁与铝与盐酸反应比较 Mg Al
核外电子运动
结论： 1、在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小） 的原子核外作高速运动（速度接近光速）。 2、电子的运动是有一定规则的。
一、原子核外电子的排布 1、电子层
人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电 子层”。 2、电子的能量
所有电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具 有的能量不尽相同，能量低的电子在离核较近的区域运动，能量 较高的电子在离核较远的区域运动。 3、核外电子的排布规律（分析表1-2）
主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质 呈现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
1.某元素原子核外L层电子数是其它层电子数 之和的2倍，则该元素的核电荷数为( AC )
A.6
B.8
C.12
D.16
2、下列变化的比较, 不正确的是( D ) A.酸性强弱: HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 B.原子半径大小: Na>S>O C.碱性强弱: KOH>NaOH>LiOH D. 还原性强弱: F->Cl->I-
Na Mg Al . . . . . 与冷水反应: 与酸反应： 浮于水面，熔成 . 常温下和加热 与冷水反应缓慢， 小球，四处游动 . 与沸水反应迅速, 时，遇水无明 ，嘶嘶作响，溶 . 与酸反应剧烈， 显现象；与酸 液变红；与酸反 . 放出氢气。 反应剧烈，放 应更为剧烈。 . 出无色气体。
单质与水 （或酸） 反应
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不 能超过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数 能超过 32 。
（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里， 然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能 量最低原理）。
a、四条规律相互制约 b、最外电子层中排满 8 个电子（He为2个电 子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构
①金属与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）
碱性越强，金属性越强； ③金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。
元素非金属性强弱判断依据:
①非金属与H2化合越容易，非金属性越强；
②气态氢化物越稳定, 非金属性越强；
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸） 酸性越强，非金属性越强； ④非金属与某些盐溶液反应置换另一非金属
Si
P
S
Cl
金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
对其他周期元素性质进行研究,也可以得 到类似的结论。 ∴ 同一周期元素,从左到右, 金属性逐 渐减弱,非金属性逐渐增强。
元素周期表中元素性质递变规律
内 容 同周期元素（自左向右） 相同 从1-2或1-8 同主族元素（自上而下） 增多 相同 从小到大 相同 增强 减弱
1、判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？
A、 ×
B、 ×
×
C、
D、 ×
2、根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示 意图。 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；
硅 ______
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的
硼 1.5倍；______
（3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；
为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层 排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？
随原子序数的递增,元素原子核外电子 排布的周期性变化,决定了原子半径、化合 价呈现周期性变化。
元素的金属性和非金属性是否 也随原子序数的变化呈现周期性变 化呢？
元素的金属性和非金属性的强 弱根据什么来判断？
元素金属性强弱判断依据:
5、氧化性与还原性
6、最高价氧化物对应水
化物的酸碱性
7、气态氢化物的生成 与稳定
元素周期律
方式
随着 原子 序数 的递 增
元素性质 元素原子的最 外层电子排布 元素原子半径 元素化合价
变化趋势 1→8 (H,He) 大→小 +1→+7 -4→-1→0
结论
呈 现 周 期 性 变 化
元素金属性 与非金属性
2 10 18 36 54 86
氦 氖 氩 氪 氙 氡
He Ne Ar Kr Xe Rn
各层最多电子数
（1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超 过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不 能超过 32 。
核外电子的排布规律：
电子层数
最外层电子数 1、原子半径 2、元素主要化合价 3、金属性、非金属性 4、得失电子能力
从大到小
从+1 -- +7或-4 -- -1 减弱 增强
失减弱，得增强 氧化性增强，还原性减弱 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
失增强，得减弱 还原性增强，氧化性减弱 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
第一章 元素周期表
第2节 元素周期律 （课时1）
1、掌握原子核外电子的排布规律 2、元素性质与原子结构的关系
本课设计主线：原子结构——原子结构递变规律——元素性质递变 规律——课堂检测。首先借用“核外电子运动的视频导入课堂，并发出 与本课知识相关的设问，讲述原子核外电子的排布，从电子层、电子的 能量及电子排布三个角度共同分析，总结出原子核外电子的排布规律； 同时依据材料总结原子的电子层排布、原子半径及化合价的排布规律， 从而引出问题：结构与性质的关系，接着通过实验或数据，总结第同一 周期或同一主族的元素金属性或非金属的递变规律，最后通过课堂练习 巩固本课所学知识。 在讲述金属性及非金属的递变规律时，一定要依据实验或数据，同 时强调一定要学生明确判断金属性或非金属性的标准，让学生区别氢化 物或最高价氧化物对应水化物的区别。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH
( 强碱 )
Mg(OH)2 中强碱
两性氢 ( 氧化物 )
Al(OH)3
所以：
Na
Mg
Al
金属性逐渐 减弱 .
3、阅读
弱 比较第三周期非金属与氢气反应条件及含氧酸的酸性强 (P16)
4、结论
上述实验证明，第三周期元素金属性、非金属性的递变 规律:
Na
Mg
Al
现象
化学方 程式
有大量气泡产生，试管烫 有大量气泡产生，试管烫 手，反应速度很快。 手，反应速度快。 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。 但镁反应比铝剧烈。
∴镁的金属性比铝强。
2、讨论
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
6 P
7 Q
由内到外，能量逐渐升高
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层 里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子 层里（能量最低原理）。
稀有气体元素原子电子层排 布 各电子层的电子数
核电 荷数 元素 名称 元素 符号 K 2 2 2 2 2 2 2 8 8 8 8 8 8 8 18 18 18 18 8 18 32 32 8 18 ? 8 ? L M N O P 最外层电子 数 2 8 8 8 8 8
氖 ________
二、元素周期律
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
1、实验
（1）镁与冷水和热水反应比较
现象
加热前，镁条表面附着 少量无色气泡 ，加热沸 腾后有 较多无色气泡 冒出，溶液变 粉红 色。
化学方程式
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
△
（1）比较钠比镁与水反应的难易程度？
钠比镁与水反应剧烈
∴镁的金属性比钠弱。
（2）镁与铝与盐酸反应比较 Mg Al
核外电子运动
结论： 1、在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小） 的原子核外作高速运动（速度接近光速）。 2、电子的运动是有一定规则的。
一、原子核外电子的排布 1、电子层
人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电 子层”。 2、电子的能量
所有电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具 有的能量不尽相同，能量低的电子在离核较近的区域运动，能量 较高的电子在离核较远的区域运动。 3、核外电子的排布规律（分析表1-2）