原子核外电子排布和元素周期律介绍(41张)PPT
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专 题
第 一 单
第 二 课
1 元时
晨背关键语句
理解教材新知 把握热点考向 应用创新演练
知识点一
知识点二
考向一 考向二 考向三 随堂基础巩固
课时跟踪训练
1．微粒半径大小比较的依据之“4同”： (1)“电子层数相同时”，原子序数递增，原子半径递减； (2)“最外层电子数相同时”，电子层数递增，原子半径递增； (3)“核外电子排布相同时”，原子序数递增，离子半径递减。 (4)元素种类相同时，核外电子数越多，微粒半径越大。 2．“4方面”判断元素金属性越强： (1)金属单质与H2O或酸反应越剧烈； (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强；
1．元素主要化合价的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 周期性 变化。
2．元素金属性和非金属性的变化规律
Hale Waihona Puke Baidu
(1)元素的金属性变化规律：
11Na
12Mg
13Al
与水
剧烈反应，
冷水
反应
溶液变红
无明显现象
(加酚 热水
酞)
有气泡，溶液微红
与盐酸反应
反应较剧
剧烈反应，放出大量气泡 烈，有气泡
弱酸 中强酸 强酸
酸性更强
①单质与H2化合的难易程度(由难到易)： Si、P、S、Cl ； ②气态氢化物的稳定性(由弱到强)： SiH4<PH3<H2S<HCl ； ③最高价氧化物的水化物酸性： H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 ； 结论：元素的非金属性： Si < P < S < Cl 。 (3)元素金属性和非金属性变化规律：
3．元素周期律 (1)概念：元素的性质随原子序数的递增呈 周期性 变 化的规律。 (2)实质：元素周期律是元素 原子核外电子排布 呈 周期性变化的必然结果。
元素金属性和非金属性强弱的判断 (1)根本依据： ①内容：元素金属性、非金属性强弱取决于元素原 子失、得电子的难易程度。 ②规律：越易失电子，金属性越强；越易得电子， 非金属性越强。 ③误区：失、得电子的数目越多，金属性、非金属 性越强。
11Na
最高价 化学式 NaOH
氧化物
碱性 强碱
的水化物
12Mg
Mg(OH)2
中强碱
13Al
Al(OH)3
两性氢 氧化物
①与水反应的剧烈程度： Na > Mg ； ②与酸反应的剧烈程度： Mg > Al ； ③最高价氧化物的水化物的碱性： NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 ； 结论：元素的金属性： Na > Mg > Al 。
(2)常用判断依据： ①据原子结构判断：
②据单质及其化合物的性质判断：
①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 金属性 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 的比较 ④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的金属性强 ①与H2越易化合或气态氢化物越稳定，非金属性越强 非金属 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 性的比 ③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强 较 ④若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的非金属 性强
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2) 最外层电子数相同 ―电―子―层――数―递―增→原子(或离子)半径递增。
如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)； r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。
(3) 电子层结构相同 ―原―子―序―数―递―增→离子半径越小。 如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)；r(S2－)>r(Cl－)> r(K＋)>r(Ca2＋)。 (4) 元素种类相同 ―电―子―数――越―多→微粒半径越大。 如：r(Cl－)>r(Cl)；r(Na)>r(Na＋)；r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
2．元素原子最外层电子数的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子最外层电 子数呈 周期性 变化。
3．原子半径的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由 大 到 小 的周期性变化。
微粒半径(用r表示)大小比较依据之“4同” (1) 电子层数相同 ―原―子―序――数―递―增→原子半径递减。
1．比较微粒半径的大小，用“>”、“<”填写。 (1)r(H－)__________r(H)__________r(H＋) (2)r(H)__________r(Li) (3)r(H－)__________r(Li＋) 解析：同种元素，电子数越多，微粒半径越大，则 r(H－)>r(H)>r(H＋)；最外层电子数相同，电子层数越 多，原子半径越大，r(H)<r(Li)；电子层结构相同时， 原子序数越大，离子半径越小，则r(H－)>r(Li＋)。 答案：(1)> > (2)< (3)>
(3)金属活动性顺序表中越靠前； (4)金属离子的氧化性越弱。 3．“4方面”判断元素非金属性越强： (1)单质与H2反应越容易； (2)气态氢化物越稳定； (3)最高价氧化物的水化物酸性越强； (4)简单阴离子的还原性越弱。
1．原子序数 (1)概念：按 核电荷数 由小到大的顺序给元素编号。 (2)数量关系：原子序数＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 。
(2)元素的非金属性变化规律：
单质与 H2 反应
14Si 高温下
反应
15P 磷蒸气 能反应
16S 加热时
反应
17Cl 光照或
点燃
气态氢 化学式 SiH4
PH3
H2S
HCl
化物 热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧 化学式 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
化物的水 化物
酸性
2．判断正误，正确的打“ ”，错误的打“ ”。
(1)最外层电子数：Na<Al，则金属性Na<Al。 ( )
(2)NaOH强碱，Ca(OH)2溶解度小，导电性弱，则金属
性：Na>Ca。
()
(3)酸性：H2SO3<HCl，非金属性：S<Cl。
()
解析：(1)不能根据最外层电子数的多少判断金属性强弱，而 应据失去电子的难易；(2)Ca(OH)2也属于强碱，与其溶解度 无关，金属活动性顺序表中，Ca排在Na之前，Ca更活泼； (3)应根据最高价氧化物的水化物的“酸性”比较元素非金属性 强弱。 答案：(1) (2) (3)
第 一 单
第 二 课
1 元时
晨背关键语句
理解教材新知 把握热点考向 应用创新演练
知识点一
知识点二
考向一 考向二 考向三 随堂基础巩固
课时跟踪训练
1．微粒半径大小比较的依据之“4同”： (1)“电子层数相同时”，原子序数递增，原子半径递减； (2)“最外层电子数相同时”，电子层数递增，原子半径递增； (3)“核外电子排布相同时”，原子序数递增，离子半径递减。 (4)元素种类相同时，核外电子数越多，微粒半径越大。 2．“4方面”判断元素金属性越强： (1)金属单质与H2O或酸反应越剧烈； (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强；
1．元素主要化合价的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 周期性 变化。
2．元素金属性和非金属性的变化规律
Hale Waihona Puke Baidu
(1)元素的金属性变化规律：
11Na
12Mg
13Al
与水
剧烈反应，
冷水
反应
溶液变红
无明显现象
(加酚 热水
酞)
有气泡，溶液微红
与盐酸反应
反应较剧
剧烈反应，放出大量气泡 烈，有气泡
弱酸 中强酸 强酸
酸性更强
①单质与H2化合的难易程度(由难到易)： Si、P、S、Cl ； ②气态氢化物的稳定性(由弱到强)： SiH4<PH3<H2S<HCl ； ③最高价氧化物的水化物酸性： H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 ； 结论：元素的非金属性： Si < P < S < Cl 。 (3)元素金属性和非金属性变化规律：
3．元素周期律 (1)概念：元素的性质随原子序数的递增呈 周期性 变 化的规律。 (2)实质：元素周期律是元素 原子核外电子排布 呈 周期性变化的必然结果。
元素金属性和非金属性强弱的判断 (1)根本依据： ①内容：元素金属性、非金属性强弱取决于元素原 子失、得电子的难易程度。 ②规律：越易失电子，金属性越强；越易得电子， 非金属性越强。 ③误区：失、得电子的数目越多，金属性、非金属 性越强。
11Na
最高价 化学式 NaOH
氧化物
碱性 强碱
的水化物
12Mg
Mg(OH)2
中强碱
13Al
Al(OH)3
两性氢 氧化物
①与水反应的剧烈程度： Na > Mg ； ②与酸反应的剧烈程度： Mg > Al ； ③最高价氧化物的水化物的碱性： NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 ； 结论：元素的金属性： Na > Mg > Al 。
(2)常用判断依据： ①据原子结构判断：
②据单质及其化合物的性质判断：
①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 金属性 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 的比较 ④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的金属性强 ①与H2越易化合或气态氢化物越稳定，非金属性越强 非金属 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 性的比 ③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强 较 ④若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的非金属 性强
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2) 最外层电子数相同 ―电―子―层――数―递―增→原子(或离子)半径递增。
如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)； r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。
(3) 电子层结构相同 ―原―子―序―数―递―增→离子半径越小。 如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)；r(S2－)>r(Cl－)> r(K＋)>r(Ca2＋)。 (4) 元素种类相同 ―电―子―数――越―多→微粒半径越大。 如：r(Cl－)>r(Cl)；r(Na)>r(Na＋)；r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
2．元素原子最外层电子数的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子最外层电 子数呈 周期性 变化。
3．原子半径的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由 大 到 小 的周期性变化。
微粒半径(用r表示)大小比较依据之“4同” (1) 电子层数相同 ―原―子―序――数―递―增→原子半径递减。
1．比较微粒半径的大小，用“>”、“<”填写。 (1)r(H－)__________r(H)__________r(H＋) (2)r(H)__________r(Li) (3)r(H－)__________r(Li＋) 解析：同种元素，电子数越多，微粒半径越大，则 r(H－)>r(H)>r(H＋)；最外层电子数相同，电子层数越 多，原子半径越大，r(H)<r(Li)；电子层结构相同时， 原子序数越大，离子半径越小，则r(H－)>r(Li＋)。 答案：(1)> > (2)< (3)>
(3)金属活动性顺序表中越靠前； (4)金属离子的氧化性越弱。 3．“4方面”判断元素非金属性越强： (1)单质与H2反应越容易； (2)气态氢化物越稳定； (3)最高价氧化物的水化物酸性越强； (4)简单阴离子的还原性越弱。
1．原子序数 (1)概念：按 核电荷数 由小到大的顺序给元素编号。 (2)数量关系：原子序数＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 。
(2)元素的非金属性变化规律：
单质与 H2 反应
14Si 高温下
反应
15P 磷蒸气 能反应
16S 加热时
反应
17Cl 光照或
点燃
气态氢 化学式 SiH4
PH3
H2S
HCl
化物 热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧 化学式 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
化物的水 化物
酸性
2．判断正误，正确的打“ ”，错误的打“ ”。
(1)最外层电子数：Na<Al，则金属性Na<Al。 ( )
(2)NaOH强碱，Ca(OH)2溶解度小，导电性弱，则金属
性：Na>Ca。
()
(3)酸性：H2SO3<HCl，非金属性：S<Cl。
()
解析：(1)不能根据最外层电子数的多少判断金属性强弱，而 应据失去电子的难易；(2)Ca(OH)2也属于强碱，与其溶解度 无关，金属活动性顺序表中，Ca排在Na之前，Ca更活泼； (3)应根据最高价氧化物的水化物的“酸性”比较元素非金属性 强弱。 答案：(1) (2) (3)