第二节-元素周期律.pptVIP

* 导入新课 回忆上一节内容，回答： 原子是由 和 组成的 画出碱金属元素Na和K的原子结构示意图，并观察他们的电子层结构。 +19 2 8 8 1 +11 2 8 1 Na K 核外电子 原子核 第二节 元素周期律 一、原子核外电子的排布 二、元素周期律 三、元素周期表和周期律的应用 一、原子核外电子的排布 电子层定义： 多个电子的原子里，电子分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。 通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。 Mg的原子结构 电子层的表示方法： 用n=1、2、3、4、5、6、7表示。 从内到外依次用K、L、M、N、O、P、Q表示。 电子层模型示意图 1～18号元素原子核外电子分布图 通过对1～18号元素的原子结构示意图的比较， 分析： 原子的核外电子层数和最外层电子数的变化有何规律﹖ 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。 核外电子层数和最外层电子数的变化规律 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。 核外电子的排布规律 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，布在能量较高的电子层里（能量最低原理） 2.各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 3.最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 4.次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 二、元素周期律 原子半径的周期性变化 随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化 稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。 同一周期（从左到右）：大 小（稀有气体除外） 同一族（从上到下）：小 大 影响原子半径大小的因素? 1、电子层数：电子层数越多，原子半径越大 2、核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向 3、核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。 最主要因素 当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。 试比较 O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ 的半径大小 练习 2 10 12 Mg2+ 2 2 2 2 电子层数 10 10 10 10 电子总数 13 11 9 8 核电荷数 Al3+ Na+ F- O2- O2- ＞F- ＞Na+＞Mg2+＞Al3+ 电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。 原子半径和离子半径与核电荷数、电子层数以及电子数的关系 1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小 3、阴离子半径大于对应的原子半径 4、阳离子半径小于对应的原子半径 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。 在目前发现的元素中，除了氢元素以外，半径最小的是何种元素？ 氟（ F）元素 除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？ 钫（Fr）元素 练习 前十八位元素的主要化合价。 18 17 16 15 14 13 12 11 10 原子序数 9 8 7 6 5 4 3 2 1 原子序数 化合价 元素符号 化合价 元素符号 F O N C B Be Li He H 0 +7 -1 +6 -2 +5 -3 +4 -4 +3 +2 +1 0 Ar Cl S P Si AI Mg Na Ne -1 -2 +5 -3 +4 -4 +3 +2 +1 0 +1 负价的绝对值=8-最外层电子数（金属元素无负化合价）。 元素的化合价与最外层电子数的关系： 最高正价数值=最外层电子数（ F、O不显正价） 稀有气体化合价均为0 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。 1、核外电子排布呈周期性变化(最外层电子数 1→8; K层电子数 1→2) 2、原子半径呈周期性变化( 大→小;稀有气体元素突然增大) 3、元素化合价呈周期性变化(化合价：+1→+7 －4→－1；稀有气体元素为零） 随着原子序数的递增： 实验一 将去掉氧化膜的Mg条放在沸水中。描述现象，写出化学方程式 有气泡产生,滴有酚酞的水溶液变为红色。 Mg+2H2O ===Mg(OH)2+H2↑