高中化学元素周期律ppt课件
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高中化学元素周期表ppt课件
30
2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。
原子
分子
阴离子 阳离子
10e- Ne
HF、H2O、 NH3、CH4
F-、
O2-、
N3-、
OH-、
NH
2
Na+、 Mg2+、 Al3+、 H3O+、 NH
4
18e-
Ar
HCl、H2S、 PH3、SiH4、 F2、H2O2、 N2H4、C2H6、 CH3OH、CH3F
5
基础回归 元素的性质与原子结构的关系
1.元素的性质决定于电子层数 和 最外层电子
，
主数要决定于
最外层电。子数
2.同一主族的元素，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
，减金弱属性逐渐
，非金增属强性逐渐 。
减弱
特别提醒 同主族元素性质不一定相似，如第ⅠA族
HF、H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如
F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
9
2.元素、核素、同位素
10
3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有 同位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例 不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原 子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表 和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质 量，而非核素（或原子）的相对原子质量。
材料;②在周期表中的
F、Cl、附S、近P等探 索 研 制 农 药 的 材 料 ；
③在 过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合
2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。
原子
分子
阴离子 阳离子
10e- Ne
HF、H2O、 NH3、CH4
F-、
O2-、
N3-、
OH-、
NH
2
Na+、 Mg2+、 Al3+、 H3O+、 NH
4
18e-
Ar
HCl、H2S、 PH3、SiH4、 F2、H2O2、 N2H4、C2H6、 CH3OH、CH3F
5
基础回归 元素的性质与原子结构的关系
1.元素的性质决定于电子层数 和 最外层电子
，
主数要决定于
最外层电。子数
2.同一主族的元素，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
，减金弱属性逐渐
，非金增属强性逐渐 。
减弱
特别提醒 同主族元素性质不一定相似，如第ⅠA族
HF、H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如
F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
9
2.元素、核素、同位素
10
3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有 同位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例 不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原 子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表 和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质 量，而非核素（或原子）的相对原子质量。
材料;②在周期表中的
F、Cl、附S、近P等探 索 研 制 农 药 的 材 料 ；
③在 过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
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________
《元素周期律》精品教学课件-PPTppt【人教版】
金属性
金属原子 的还原性
金属性： 元素原子失去电子能力的强弱
Al
失3个电子 Al3+
如何判断金属性强弱？
金属性
1、单质跟水（或酸）反
1、反应条件是否苛刻 2、反应现象是否明显 3、反应速度是否快速
应置换出氢气的难易程度
2、最高价氧化物的水化
物的碱性强弱
3、相互置换反应
Fe + Cu2+ == Cu + Fe2+
《元素周期律》精品教学课件-PPTppt 【人教 版】优 秀课件 （实用 教材）
3、下列关于元素周期律的叙述正确的是 B A、随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是 从1到8重复出现 B、元素的性质随着核电荷数的递增而呈周期性变化 C、随着元素核电荷数的递增，元素的最高化合价从+1 到+7，最低化合价从—7到—1重复出现 D、元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周 期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的 周期性变化
小结:原子核外电子排布规律
① 能量最低原理:先排K层，排满K层后再排L层，排 满L层再排M层。注意并不以此类推。
②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③ 最外层最多容纳 8个电子（K为最外层为2个） 次外层最多容纳18个电子（K为次外层为2个） 倒数第三层最多容纳32个电子)
注意：多条规律必须同时兼顾。
实 质
结构
核 外 （电 最子 外排 层布 电呈 子周 数期 ）性 变 化
决定 元 素 性 质 呈 周 期 性 变 化
性质
主要化合价 原子半径 金属性、非金属性
原理说明
• 电子层数相同的原子：随着核电荷数的增 加，带正电的原子核电荷数增多，对核外 带负电的电子吸引力增大，原子半径收缩， 最外层电子失去能力越来越弱，得电子能 力越来越强，故元素的金属性减弱，非金 属性增强。
人教版高中化学必修二第一章完整ppt课件
第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表
ppt精选版
1
第1课时 元素周期表
ppt精选版
2
学习目标
1.简单了解元素周期表的发展历程。 2．了解元素周期表的编排规则及结构。 3．能描述元素在元素周期表中的位置。
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3
一、元素周期表的完善历程 1. 第一张元素周期表 (1)时间 1869 年，俄国化学家门__捷__列__夫__绘制出第一张元素周期 表，是化学发展史上的重要里程碑。 (2)编排原则 ①将元素按照_相__对__原__子__质__量_____由小到大依次排列。 ②将_化__学__性__质_相似的元素放在一个纵行。
答案：C
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28
解析：考查元素周期表的结构。对主族元素，其族序数 等于最外层电子数，但副族则不是；18 列构成 16 个族，其 中第Ⅷ族包含 3 列。
ppt精选版
29
3. 已知某离子的结构示意图为 的是( )
A. 该元素位于第二周期第ⅡA 族 B. 该元素位于第二周期第Ⅷ族 C. 该元素位于第三周期第ⅡA 族 D. 该元素位于第三周期 0 族
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18
4. 确定该元素在周期表中的位置，形式为“第几周期第 几族”，要注意分清主族、副族、0 族、第Ⅷ族
在应用上述方法推断元素的族序数时，要特别注意第 六、七周期第ⅢB 族的锕系和镧系元素，它们的每个空格都 有 15 种元素，其后的元素需再减去 14，然后定位。
ppt精选版
19
例 2 俄罗斯科学家用含 20 个质子的钙的一种原子轰击 含 95 个质子的镅原子，结果 4 次成功合成 4 个第 115 号元 素的原子。这 4 个原子生成数微秒后衰变成第 113 号元素。 下列有关叙述正确的是( )
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第1课时 元素周期表
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2
学习目标
1.简单了解元素周期表的发展历程。 2．了解元素周期表的编排规则及结构。 3．能描述元素在元素周期表中的位置。
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一、元素周期表的完善历程 1. 第一张元素周期表 (1)时间 1869 年，俄国化学家门__捷__列__夫__绘制出第一张元素周期 表，是化学发展史上的重要里程碑。 (2)编排原则 ①将元素按照_相__对__原__子__质__量_____由小到大依次排列。 ②将_化__学__性__质_相似的元素放在一个纵行。
答案：C
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解析：考查元素周期表的结构。对主族元素，其族序数 等于最外层电子数，但副族则不是；18 列构成 16 个族，其 中第Ⅷ族包含 3 列。
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3. 已知某离子的结构示意图为 的是( )
A. 该元素位于第二周期第ⅡA 族 B. 该元素位于第二周期第Ⅷ族 C. 该元素位于第三周期第ⅡA 族 D. 该元素位于第三周期 0 族
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4. 确定该元素在周期表中的位置，形式为“第几周期第 几族”，要注意分清主族、副族、0 族、第Ⅷ族
在应用上述方法推断元素的族序数时，要特别注意第 六、七周期第ⅢB 族的锕系和镧系元素，它们的每个空格都 有 15 种元素，其后的元素需再减去 14，然后定位。
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例 2 俄罗斯科学家用含 20 个质子的钙的一种原子轰击 含 95 个质子的镅原子，结果 4 次成功合成 4 个第 115 号元 素的原子。这 4 个原子生成数微秒后衰变成第 113 号元素。 下列有关叙述正确的是( )
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。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。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
人教版高中化学必修二第一章第一节 《元素周期表 》课件(共15张PPT)
B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序 数为 x+2 的元素肯定不会在（ ）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠， 则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。 故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将 元素按照相对原子质量由小到大 依次排列，制出了第一张元素周 期表，这就是现代元素周期表的 雏形。
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多 少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
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%]。
高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件
活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
第 三 周 期 元 素 电 子 层 数 _相__同__ ， 由 左 向 右 元 素 的 原 子 最 外 层 电 子 数 _逐___渐__增__加_，原子半径依次__减__小_，失电子的能力依次__减___弱，得电子的能力 依次____增_，强
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据了解元素原子核外电子排布、原 子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的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金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。
高中化学一轮复习课件元素周期表元素周期律
基态原子
期
层数)
原子
原子
简化电子
简化电子
序数 排布式 序数 排布式
四4
[Ar]3d10 19 [Ar]4s1 36
4s24p6
五5
[Kr]4d10 37 [Kr]5s1 54
5s25p6
六6
[Xe]4f14 55 [Xe]6s1 86 5d10
6s26p6
每周期中各元素原子 价层电子排布特点
4s1→→4s24p6 过渡元素
[方法技巧] 根据原子结构或0族元素确定其他元素在周期表中的位置 (1)根据基态原子价层电子排布确定元素在周期表中位置: 对于主族元素,存在关系:能层数=周期序数;价层电子总数=主族序数。 (2)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号 He
Ne
Ar Kr
Xe
Rn
Og
原子序数 2
10
18 36
54
5s1→→5s25p6 过渡元素
6s1→→6s26p6 过渡元素
每周 期元 素种 类
18
18
32
(2)原子结构与族的关系 ①主族和0族元素原子的价层电子排布特点
Ⅰ
族序数 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0族
A
价层电 ②副子族排元布素n原s1 子ns的2 价ns层2n电p1子n排s2布np特2 点ns(2除np镧3 系n、s2n锕p4系元ns2素np外5 ) ns2np6(He:1s2)
2.已知某些元素在周期表中的位置如图所示:
下列说法正确的是 ( D )
A.表中五种元素均为金属元素 B.元素4的基态原子的价层电子排布为3d104s2,与它具有相同最外层电子数的元素 只可能处于ds区 C.元素1、2、3的基态原子中,未成对电子数之比为1∶3∶5 D.元素5的原子结构示意图为
人教版高中化学必修第一册精品课件 第4章 物质结构 元素周期律 第1节 第2课时 元素周期表 核素
氧化碳中所含有的质子数、中子数、电子数分别是多少(用NA表示,设NA
为阿伏加德罗常数的值)。
提示
M(14C16O2)=(14+16×2)
g·mol-1=46
23 g
g·mol-1,n(14C16O2)= 46 g·mol-1
=0.5 mol,1个14C16O2分子中含有22个质子、24个中子、22个电子,故23 g
目录索引
知识点一 元素周期表
知识点二 核素
素养目标
学习要点
1.通过了解元素周期表的结构(周期和族),认
识原子结构与元素周期表中位置间的关系,形 三短四长:3个短周期和4个长
成宏观辨识与微观探析的学科素养。
周期
2.建立元素周期表结构模型与核素结构模型, 七八零族:7个主族、8个副族
利用模型能正确描述元素在周期表中的位置, 和1个零族
元素符号
元素名称
元素
名师点拨
元素周期表的结构
特别提醒
族与原子结构的关系
(1)原子最外层电子数相同的元素不一定在同一族,如He、Mg最外层电子
数均为2,前者处于0族,后者处于第ⅡA族。
(2)同族元素原子的最外层电子数不一定相同,如0族和某些副族,但同主族
元素原子最外层电子数一定相同。
(3)第ⅠA族并非都是碱金属元素,还有氢元素。
【变式设问】
2
14
14 2
(1)改变问题角度:题目中的 1 H 和 6 C 可以组成 6 C1 H4 ,该分子的相对分子
质量是多少?
14
提示 22。6 C12 H4 的相对分子质量近似等于所有原子的质量数总和,即
14×1+2×4=22。
14
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.
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子 层结构发生了哪些变化？ 答案 原子形成阳离子后，要减少一个 电子层，形成阴离子后电子层数不变， 但最外层电子数增多，它们都达到了稳 定结构。
.
科学探究一 填写教材P14～15表格：
.
元素核外1—电2子号元排素布，情从况H到He只有1个
电子层，最外层电子数目由1个 3随—由原1增10个子1随号加1—增序原元到1加数个子素8到号到的增，序元28增加从数个个素大的到L，i，，，增8到而个从而最大N达，eN外，达有到而a层最到2到稳达个电外A定到稳电子层r结稳有定子数电构定3层结目子个结，数电构构目子由层1，
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
.
元素化合价
.
原子序数 最高正价 最低负价 特例
1～2 1
3～10 ＋1
11～18 ＋1
０ ＋５ －４
＋７－４
－１ ０ F、O
－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。
.
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
.
二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 1．原子结构示意图
用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质 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，这样的图示称为原子结构示 意图。例如，钠原子的结构示意图为：
电子层 层内电子数
粒子符号 原子核 质子数或核电荷数 .
2．离子结构示意图 离子结构示意图与原子结构示意图写法相同，只是 在原子结构示意图中，核内质子数等于 核外电 子数 ；离子结构示意图中，二者 不～2
电子层数 1
最外层 电子数
12
达到稳定结 构时的最外 层电子数
2
3～10
2
18
8
11～18
3
18
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。
.
元素原子半径数据
.
逐渐减小
逐 渐 增 大
.
.
原子序数
原子半径的变化
3～10
逐渐减小
11～17
逐渐减小
Mg2＋：
， Cl－：
。
.
思维拓展
3．钾的原子结构示意图为什么不能写成
？
答案 原子结构示意图中各电子层上的电 子数目必须遵守核外电子的排布规律，该 结构示意图中最外层电子数为9，不符合 排布规律。
.
4．分析离子结构示意图，概括离子的核 电荷数与核外电子数的关系。
答案 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， 其差值均为它们所带的电荷数。
K L MNO P 2 28 2 88 2 8 18 8 2 8 18 18 8 2 8 18 32 18 8
.
(1)观察上表可知：除氦元素外，各稀有气体元素原子中最 外电子层所能容纳的电子数最多是 8 ；次外层所能容纳的 电子数最多是 18 ；K、L、M、N各电子层所能容纳的电子 数最多依次是 2、 8 、18 、 32 。 (2)在元素周期表中，随着元素核电荷数的增加，在 0 族元 素之后，增加了新的电子层并出现了新的周期，该元素最 外层电子数是 1 。 研究各元素原子核外电子排布可以发现，稀有气体元素的 原子各电子层电子数已达到最多所能容纳的电子数。原子 核外各电子层最多容纳的电子数(电子层数为n)是 2n2 。
原子 序数
1～2
3～10
电子 层数
1 2
最外层 电子数
12
18
原子半径 的变化
最高或最低化
（不考虑稀有 合价的变化
气体元素）
——— +1 →0
大→小 +1→ +5 - 4→ - 1→ 0
11～18 3
1
8 大→小 +1→ +7 - 4→ - 1→ 0
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子
结论 数、原子半径、化合价呈现周期性变化。 .
电子离核距离
近→远
电子能量
低→高
3.电子层的排布原理 核外电子的排布一般总是尽先从 内层 排起，当一层 排满
后再填充下层。
1→2→3→ 4→ 5→6 7
K→L→M→N→O→P→Q
.
核外电子的排布规律 分析下表填写下列空白： 稀有气体元素原子的核外电子排布
各电子层的电子数
2He(氦) 10Ne(氖) 18Ar(氩) 36Kr(氪) 54Xe(氙) 86Rn(氡)
.
一、原子核外电子的排布
1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层) 作不规则的高速运动
• 2.电子按能量高低在核外分层排布。 1234567 K LMNOPQ
由内到外，能量逐渐升高
.
核外电子排布图
.
(2)不同电子层的表示方法及能量关系
电子层序数 1 2 3 4 5 6 7 …… 电子层符号 K L M N O P Q ……
跟沸水反应
跟冷水剧 放H2；跟酸 烈反应 剧烈反应放
H2
跟酸较为 迅速反应 放H2
最高价氧化物对 应水化物碱性
NaOH 强碱
Mg(OH)2
Al(OH)3 两性
中强碱 氢氧化物
结论：金属性 Na>Mg>. Al
资料3：非金属性质的变化规律
对应氧化物 氧化物的水化物
酸性强弱
14Si
15P
16S
17Cl
金属性与非金属性的强弱判断
判断 依据
金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 金属氧化物对应的水化物碱性强弱
非金属性
非金属单质与H2化合的难易及气态 氢化物的稳定性
最高价氧化物对应的水化物（最高 价含氧酸）的酸性强弱
.
科学探究2：元表的性质和原子序数间的关系。
实验1：镁与水的反应
现象 化学方程式
未加热时无现象，加热溶液变红色 Mg+2H2O=△=Mg(OH)2+H2↑
实验2：镁和铝与盐酸的反应
现象
Mg
Al
剧烈反应生成气体 较迅速反应生成气体
化学方程式 Mg+2HCl==MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
.
钠镁铝性质比较
金属元素性质
Na
Mg
Al
单质和水（或酸） 的反应情况
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
.
思维拓展: 核外电子的分层排布规律有： (1)原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然 后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层即 排满了K层才排L层，排满了L层才排M层; (2)原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子; (3)原子最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层 不能超过2个电子); (4)原子次外层电子数不超过18个电子(K层为次外 层不能超过2个电子) 。
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子 层结构发生了哪些变化？ 答案 原子形成阳离子后，要减少一个 电子层，形成阴离子后电子层数不变， 但最外层电子数增多，它们都达到了稳 定结构。
.
科学探究一 填写教材P14～15表格：
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元素核外1—电2子号元排素布，情从况H到He只有1个
电子层，最外层电子数目由1个 3随—由原1增10个子1随号加1—增序原元到1加数个子素8到号到的增，序元28增加从数个个素大的到L，i，，，增8到而个从而最大N达，eN外，达有到而a层最到2到稳达个电外A定到稳电子层r结稳有定子数电构定3层结目子个结，数电构构目子由层1，
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
.
元素化合价
.
原子序数 最高正价 最低负价 特例
1～2 1
3～10 ＋1
11～18 ＋1
０ ＋５ －４
＋７－４
－１ ０ F、O
－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。
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核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
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二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 1．原子结构示意图
用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质 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，这样的图示称为原子结构示 意图。例如，钠原子的结构示意图为：
电子层 层内电子数
粒子符号 原子核 质子数或核电荷数 .
2．离子结构示意图 离子结构示意图与原子结构示意图写法相同，只是 在原子结构示意图中，核内质子数等于 核外电 子数 ；离子结构示意图中，二者 不～2
电子层数 1
最外层 电子数
12
达到稳定结 构时的最外 层电子数
2
3～10
2
18
8
11～18
3
18
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。
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元素原子半径数据
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逐渐减小
逐 渐 增 大
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原子序数
原子半径的变化
3～10
逐渐减小
11～17
逐渐减小
Mg2＋：
， Cl－：
。
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思维拓展
3．钾的原子结构示意图为什么不能写成
？
答案 原子结构示意图中各电子层上的电 子数目必须遵守核外电子的排布规律，该 结构示意图中最外层电子数为9，不符合 排布规律。
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4．分析离子结构示意图，概括离子的核 电荷数与核外电子数的关系。
答案 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， 其差值均为它们所带的电荷数。
K L MNO P 2 28 2 88 2 8 18 8 2 8 18 18 8 2 8 18 32 18 8
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(1)观察上表可知：除氦元素外，各稀有气体元素原子中最 外电子层所能容纳的电子数最多是 8 ；次外层所能容纳的 电子数最多是 18 ；K、L、M、N各电子层所能容纳的电子 数最多依次是 2、 8 、18 、 32 。 (2)在元素周期表中，随着元素核电荷数的增加，在 0 族元 素之后，增加了新的电子层并出现了新的周期，该元素最 外层电子数是 1 。 研究各元素原子核外电子排布可以发现，稀有气体元素的 原子各电子层电子数已达到最多所能容纳的电子数。原子 核外各电子层最多容纳的电子数(电子层数为n)是 2n2 。
原子 序数
1～2
3～10
电子 层数
1 2
最外层 电子数
12
18
原子半径 的变化
最高或最低化
（不考虑稀有 合价的变化
气体元素）
——— +1 →0
大→小 +1→ +5 - 4→ - 1→ 0
11～18 3
1
8 大→小 +1→ +7 - 4→ - 1→ 0
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子
结论 数、原子半径、化合价呈现周期性变化。 .
电子离核距离
近→远
电子能量
低→高
3.电子层的排布原理 核外电子的排布一般总是尽先从 内层 排起，当一层 排满
后再填充下层。
1→2→3→ 4→ 5→6 7
K→L→M→N→O→P→Q
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核外电子的排布规律 分析下表填写下列空白： 稀有气体元素原子的核外电子排布
各电子层的电子数
2He(氦) 10Ne(氖) 18Ar(氩) 36Kr(氪) 54Xe(氙) 86Rn(氡)
.
一、原子核外电子的排布
1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层) 作不规则的高速运动
• 2.电子按能量高低在核外分层排布。 1234567 K LMNOPQ
由内到外，能量逐渐升高
.
核外电子排布图
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(2)不同电子层的表示方法及能量关系
电子层序数 1 2 3 4 5 6 7 …… 电子层符号 K L M N O P Q ……
跟沸水反应
跟冷水剧 放H2；跟酸 烈反应 剧烈反应放
H2
跟酸较为 迅速反应 放H2
最高价氧化物对 应水化物碱性
NaOH 强碱
Mg(OH)2
Al(OH)3 两性
中强碱 氢氧化物
结论：金属性 Na>Mg>. Al
资料3：非金属性质的变化规律
对应氧化物 氧化物的水化物
酸性强弱
14Si
15P
16S
17Cl
金属性与非金属性的强弱判断
判断 依据
金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 金属氧化物对应的水化物碱性强弱
非金属性
非金属单质与H2化合的难易及气态 氢化物的稳定性
最高价氧化物对应的水化物（最高 价含氧酸）的酸性强弱
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科学探究2：元表的性质和原子序数间的关系。
实验1：镁与水的反应
现象 化学方程式
未加热时无现象，加热溶液变红色 Mg+2H2O=△=Mg(OH)2+H2↑
实验2：镁和铝与盐酸的反应
现象
Mg
Al
剧烈反应生成气体 较迅速反应生成气体
化学方程式 Mg+2HCl==MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
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钠镁铝性质比较
金属元素性质
Na
Mg
Al
单质和水（或酸） 的反应情况
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
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思维拓展: 核外电子的分层排布规律有： (1)原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然 后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层即 排满了K层才排L层，排满了L层才排M层; (2)原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子; (3)原子最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层 不能超过2个电子); (4)原子次外层电子数不超过18个电子(K层为次外 层不能超过2个电子) 。