必修二第一章第二节_元素周期律.ppt

第二节 元素周期律;Contents; 1、原子的构成: ;核外电子排布图;2. 原子核外电子的排布;② 在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起；;C;思考;;; 从1～2号元素，即从氢到氦：有1个电子层，电子由1个增到2个，达到稳定结构； 从3 ～10号元素，即从锂到氖：有2个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构； 从11 ～18号元素，即从钠到氩：有3个电子层，最外层电子由1个增到8个，达到稳定结构。;;;次外层电子不超过 个， 倒数第三层电子不超过 个。 ;电子 层（n） ;3. 核外电子的排布规律——一低四不超;D;练习2、根据下列叙述，写出粒子符号并画出相应的结构示意图。 (1)A元素原子的M层电子数是L层电子数的一半______。 (2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：_______。 (3)与Ne原子电子层排布相同的C元素的+1价离子：______。 (4)D元素原子的-2价离子次外层电子数是最外层电子数的 ：___________________________________。;练习3： 1、电荷数分别为16和6的 元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（ ） A、电子数 B、最外层电子数 C、电子层数 D、次外层电子数 2、2311Na+中的质子数是 ，中子数是 ，核外电子数是 ，质 量 数是 。 3、3216S2-中的质子数是 ，中子数是 ，核外电子数是 ，质量数是 。 ;Contents;一、核外电子排布的周期性变化;;二、原子半径的周期性变化; 根据上图所示元素原子的大小，比较一下原子的微观结构—原子半径，有何规律﹖;;逐渐减小;比较微粒半径大小的规律;练习： 1、原子半径由小到大，且最高正价依次降低的是（ ） A. Al, Mg, Na B. N, O, F C. Ar, Cl, S D. l, P, Si 2、下列微粒的半径比最大于1的是（ ） A Na+/Na B Cl—/Cl C N/C D K+/S2— ;4、A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、 C的最低价离子分别为A2-、C-，离子半径A2-大于C-， B2+和C-具有相同的电子层结构。下列判断正确的是 A.原子序数由大到小的顺序是CAB B.原子半径由大到小的顺序是r(B)r(A)r(C) C.离子半径由大到小的顺序是r(C-)r(B2+)r(A2-) D.原子最外层电子数由多到少的顺序是BAC;三、元素化合价的周期性变化;;二、元素周期律;原子的最外层电子排布;结论：;练习 1、下列各组元素的递变情况错误的是 (双选)(　　) A．C、N、O、F元素最高正价依次升高 B．Si、P、S、Cl最低负化合价依次升高 C．Li、Na、K最高正化合价依次升高 D．Cl、Br、I原子半径依次增大 ;2.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是( ) A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐减小 C.最高正化合价数值逐渐增大 D.从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1;Contents;四、元素金属性（非金属性）的周期性变化;同一周期元素金属性、非金属性有何递变规律？;金属性与非金属性的强弱判断;科学探究2：元表的性质和原子序数间的关系。;金属元素性质;资料3：非金属性质的变化规律;;11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：;练习1　下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　) A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B．用钠来置换MgCl2溶液中Mg，来验证Na的金属性强于Mg C．根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D．根据碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3，可说明钠、镁、铝金属性依次减弱 ;练习2　下列说法不正确的是(　　) A．SiH4能自燃，H2S在300 ℃分解，说明硫的非金属性比硅强 B．Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，说明氯的非金属性比硫强 C．H3PO4为三元酸，H2SO4为二元酸，可推知磷的非金属性比硫强 D．HCl比HBr稳定，可推知非金属性氯大于溴 ; 原子序数 最外层电子数 原子半径 （稀有气体不考虑） 最高正化合价