1、第二節元素周期律第1課時原子核外電子的排布元素周期律【學習目標】1.了解原子的核外電子能量高低與分層排布的關系。2.了解核外電子分層排布的規律。3.了解元素的原子結構和元素性質的周期性變化。4.理解元素周期律的內容和實質。【自主學習】一、原子核外電子的排布1.核外電子的分層排布在多電子的原子里，電子的能量并不相同。能量低的，通常在離核_的區域運動；能量高的，通常在離核_的區域運動。核外電子的分層運動，又叫核外電子的分層排布。其關系如下：電子層(n)符號離核遠近能量高低近遠低高2.原子核外電子的排布規律3.(1)原子(離子)結構的表示方法，如下所示：(2)原子結構示意圖中，核內質子數等于核外電子

2、數，而離子結構示意圖中，二者則不相等。如：Na_Cl_陽離子：核外電子數小于核電荷數。陰離子：核外電子數大于核電荷數。點撥電子層實質上是一個“區域”，或者說是一個“空間范圍”，它與宏觀上層的含義完全不同。核外電子排布的規律是互相聯系的，不能孤立地理解。如鈣原子由于受最外層電子數不超過8個的限制。其原子結構示意圖為而不應該是。議一議判斷正誤，正確的打“”，錯誤的打“”(1)鋰的原子結構示意圖是()(2)某原子M層電子數為L層電子數的4倍()(3)某離子M層和L層電子數均為K層的4倍()(4)離子的核電荷數一定等于其核外電子數()二、元素周期律1.原子結構的周期性變化(1)元素原子核外電子排布的周

3、期性變化規律：隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現_的周期性變化(第一周期除外)。(2)元素原子半徑的周期性變化規律：隨著原子序數的遞增，元素的原子半徑呈現_的周期性變化。2.元素性質的周期性變化(1)元素主要化合價的周期性變化規律：隨著原子序數的遞增，元素的最高正化合價呈現_，最低負化合價呈現_的周期性變化。點撥元素化合價的“三個二”二“特殊”。F無正價，O無最高正價；二“只有”。金屬只有正價，只有非金屬才有負價；二“等式”(主族元素)。最高正價最外層電子數，|最低負價數值|最高正價數值|8。(2)元素金屬性、非金屬性的周期性變化Na、Mg、Al與水(或酸)反應的比較NaMgAl

4、規律(同周期從左到右)單質與水(或酸)反應與冷水_反應，產生氫氣與冷水幾乎不反應，與沸水反應_，放出氫氣；與酸反應_，放出氫氣與酸反應_，放出氫氣從水或酸中置換H2能力逐漸減弱最高價氧化物對應的水化物堿性強弱NaOH_堿Mg(OH)2_堿Al(OH)3_氫氧化物最高價氧化物對應的水化物堿性逐漸減弱Si、P、S、Cl四種元素性質的比較SiPSCl規律(同周期從左到右)單質與氫氣反應的條件高溫磷蒸氣與氫氣能反應加熱光照或點燃時發生爆炸而化合與H2化合能力逐漸增強形成的氣態氫化物的熱穩定性SiH4_PH3_H2S_HCl_氫化物穩定性逐漸增強最高價氧化物對應的水化物(含氧酸)酸性強弱H2SiO3_酸

5、H3PO4_酸H2SO4_酸HClO4強酸(比H2SO4酸性)最高價氧化物對應的水化物酸性逐漸增強結論：隨著原子序數的遞增，元素的金屬性、非金屬性呈現周期性的變化。3.元素周期律內容：_。實質：元素周期律是_發生周期性變化的必然結果。點撥元素的性質包括：原子半徑、元素的主要化合價、金屬性、非金屬性等。物質的性質：物理性質：顏色、狀態、氣味、揮發性、溶解性、密度、硬度、熔沸點、導電性、延展性等。化學性質：氧化性、還原性、穩定性、酸性、堿性等。議一議在第三周期元素中，除稀有氣體元素外：(1)原子半徑最小的元素是_(填元素符號)。(2)金屬性最強的元素是_(填元素符號)。(3)最高價氧化物對應水化物

6、酸性最強的是_(用化學式回答，下同)。(4)最不穩定的氣態氫化物是_。(5)最高價氧化物對應水化物堿性最強的是_。(6)氧化物中具有兩性的是_。【難點突破】一、原子核外電子排布規律的應用例1已知A、B、C三種元素的原子中，質子數為ABC，且都小于18，A元素的原子最外層電子數是次外層電子數的2倍；B元素的原子核外M層電子數是L層電子數的一半；C元素的原子次外層電子數比最外層電子數多1個。試推斷：(1)三種元素的名稱和符號：A_，B_，C_。(2)畫出三種元素的原子結構示意圖：A_，B_，C_。【歸納總結】1.確定元素的種類根據原子核外電子排布的某些特點可以確定元素的種類，注意120號元素原子結

7、構的特殊關系。特殊關系元素最外層電子數等于次外層電子數的一半Li、Si最外層電子數等于次外層電子數Be、Ar最外層電子數等于次外層電子數的2倍C最外層電子數等于次外層電子數的3倍O最外層電子數等于次外層電子數的4倍Ne最外層電子數等于電子層數H、Be、Al最外層有1個電子H、Li、Na、K最外層有2個電子He、Be、Mg、Ca內層電子數之和是最外層電子數2倍的元素Li、P電子總數為最外層電子數2倍的元素Be2.推斷元素的性質元素最外層電子數得失電子能力化學性質主要化合價稀有氣體元素8(He為2)一般不易得失電子較穩定，一般不參與化學反應金屬元素4易失電子金屬性只有正價，一般是13非金屬元素4易

8、得電子非金屬性既有正價又有負價特別提醒(1)通常把最外層有8個電子(K層為最外層時電子數是2個)的結構，稱為相對穩定結構。稀有氣體的原子就是上述結構，一般不與其他物質發生化學反應。當元素的原子最外層電子數小于8(K層小于2)時是不穩定結構。在化學反應中，不穩定結構總是通過各種方式(如得失電子、共用電子等)趨向達到相對穩定結構。(2)過渡元素原子最外層電子數不超過2個，若原子最外層有n個電子：n1，位于第A族或過渡元素區。n2，位于第A族、0族或過渡元素區。n3時，則一定位于第n主族(n8時，位于0族)。變式訓練1短周期元素中，A元素原子最外層電子數是次外層電子數的2倍；B元素原子最外層電子數是

9、其內層電子總數的3倍；C元素原子M層電子數等于其L層電子數的一半；D元素原子最外層有1個電子，D的陽離子與B的陰離子電子層結構相同，則4種元素原子序數關系中正確的是()A.CDBA B.DBACC.ADCB D.BACD二、元素周期律例2已知X、Y、Z是三種原子序數相連的元素，最高價氧化物對應水化物酸性相對強弱的順序是HXO4H2YO4H3ZO4，則下列判斷正確的是()A.氣態氫化物的穩定性：HXH2YZH3B.非金屬活潑性：YXZC.原子半徑：XYZD.原子最外層電子數：XY硫氯B.最高價氧化物對應的水化物的酸性：HClO4H2SO4H3PO4C.最高正化合價：氯硫磷D.熱穩定性：碘化氫溴化

10、氫氯化氫3.下列各組微粒半徑比較，錯誤的是()A.ClBrMg2NaC.RbKNa D.PSO4.已知33As、35Br位于同一周期。下列關系正確的是()A.原子半徑：AsClPB.熱穩定性：HClAsH3HBrC.還原性：As3S2ClD.酸性：H3AsO4H2SO4H3PO45.原子序數為1117號的元素，隨核電荷數的遞增，以下各項內容的變化是填“增大(強)”、“減小(弱)”或“相同(不變)”(1)各元素的原子半徑依次_，其原因是_。(2)各元素原子的電子層數_，最外層電子數依次_。(3)元素的金屬性逐漸_，而非金屬性逐漸_，元素失電子能力逐漸_，得電子能力逐漸_。第2課時元素周期表和元素

11、周期律的應用【學習目標】1.知道元素周期表的簡單分區。2.進一步認識元素周期表是元素周期律的具體表現形式。3.了解元素的原子結構、周期表中的位置與元素性質的關系。4.體會元素周期表和元素周期律在科學研究和工農業生產中的指導意義。【自主學習】一、元素周期表的分區及元素化合價規律1.金屬元素與非金屬元素的分區及性質遞變規律請填寫出圖中序號所示內容。_ _ _ _點撥(1)周期表的左下方是金屬性最強的元素(鈁)，右上方是非金屬性最強的元素(氟)。堿性最強的是FrOH，酸性最強的含氧酸是HClO4。(2)由于元素的金屬性和非金屬性之間沒有嚴格的界線，因此，位于分界線附近的元素，既能表現出一定的金屬性，

12、又能表現出一定的非金屬性。2.元素的化合價與元素在周期表中的位置之間關系主族元素的最高正化合價等于原子所能_的最外層電子數，而非金屬的負化合價則等于使原子達到8電子穩定結構所需_的電子數。所以，非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價的絕對值之和等于_。(1)最高正化合價_序數原子_電子數(O、F除外)。(2)最高正化合價|最低負化合價|8。議一議判斷正誤，正確的打“”，錯誤的打“”(1)根據元素周期律可知金屬性最強的是鈁，非金屬性最強的是氦()(2)金屬不可能具有非金屬性，非金屬不可能具有金屬性()(3)鍺元素屬于金屬元素，但也具有一定的非金屬性()二、元素周期表和元素周期律的應用1.根據同周

13、期、同主族元素性質的遞變規律判斷元素性質的_(或_)。2.應用于元素“_”的相互推斷。3.預測新元素為新元素的發現及預測它們的_提供線索。4.尋找新物質(1)在金屬與非金屬分界線附近尋找_材料。(2)研究_附近元素，制造新農藥。(3)在_中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。議一議將下面左右兩側對應內容連線【難點突破】一、元素位置、原子結構、元素性質之間的關系例1如圖是元素周期表的一部分，關于元素X、Y、Z的敘述正確的是()X的氣態氫化物與Y的最高價氧化物對應的水化物能發生反應生成鹽Y、Z的氣態氫化物的水溶液的酸性：YH2YO4H3XO4，下列判斷正確的是()A.原子半徑按X、Y、Z的順序逐

14、漸減小B.單質的氧化性按X、Y、Z的順序減弱C.三種元素陰離子的還原性按X、Y、Z的順序增強D.氣態氫化物的穩定性按X、Y、Z的順序減弱二、元素金屬性、非金屬性的強弱判斷例2幾種短周期元素的原子半徑及主要化合價如下表：元素代號XYZW原子半徑/pm1601437066主要化合價235、3、32下列敘述正確的是()A.X、Y元素的金屬性：XCu。(3)根據金屬單質與水或者與酸(非氧化性酸如鹽酸、稀硫酸等)反應置換出氫氣的難易(或反應的劇烈)程度。置換出氫氣越容易，則金屬性就越強。如Zn與鹽酸反應比Fe與鹽酸反應更易置換出氫氣，則金屬性：ZnFe。(4)根據金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性的強弱

15、。堿性越強，則原金屬單質的金屬性就越強。如堿性NaOHMg(OH)2，則金屬性：NaMg。(5)一般情況下，金屬單質的還原性越強，則元素的金屬性就越強；對應金屬陽離子的氧化性越強，則元素的金屬性就越弱。如還原性NaMg，則金屬性：NaMg，氧化性：NaCu。特別提醒一般來說，在氧化還原反應中，單質的氧化性越強(或離子的還原性越弱)，則元素的非金屬性就越強；單質的還原性越強(或離子的氧化性越弱)，則元素的金屬性就越強。故一般來說，元素的金屬性和非金屬性的強弱判斷方法與單質的氧化性和還原性的強弱判斷方法是相一致的。金屬性強弱的比較，是比較原子失去電子的難易，而不是失去電子的多少。如Na易失去1個電

16、子，而Mg易失去2個電子，但Na的金屬性更強。2.元素非金屬性強弱的判斷規律本質：原子越易得電子，則非金屬性就越強。(1)根據元素周期表進行判斷：同一周期：從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的非金屬性逐漸增強。同一主族：從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的非金屬性逐漸減弱。(2)非金屬元素單質與H2化合的難易程度：化合越容易，非金屬性越強。如F2與H2在黑暗中就可反應，Br2與H2在加熱條件下才能反應，則非金屬性：FBr。(3)形成氣態氫化物的穩定性：氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性越強。如穩定性：HFHCl，則非金屬性：FCl。(4)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，對應非金屬元素

17、的非金屬性就越強。如酸性：HClO4HBrO4，則非金屬性：ClBr。(5)一般情況下，非金屬單質的氧化性越強，則元素的非金屬性就越強；對應陰離子的還原性越強，則元素的非金屬性就越弱。如氧化性Cl2Br2，則非金屬性：ClBr。(6)置換反應：如Cl22Br=2ClBr2，則非金屬性：ClBr。(7)根據與同一種金屬反應，生成化合物中金屬元素的化合價的高低進行判斷。例如：CuCl2CuCl2,2CuSCu2S，即得非金屬性：ClS。變式訓練2X、Y是元素周期表第A族中的兩種元素。下列敘述能說明X的非金屬性比Y強的是()A.X原子的電子層數比Y原子的電子層數多B.Y的單質能將X從NaX的溶液中置

18、換出來C.X的單質比Y的單質更容易與氫氣反應D.同濃度下X的氫化物水溶液比Y的氫化物水溶液的酸性強 【當堂過關】1.短周期中三種元素a、b、c在周期表中的位置如圖，下列有關這三種元素的敘述正確的是()A.a是一種活潑的非金屬元素B.c的最高價氧化物的水化物是一種弱酸C.b的氫化物很穩定D.b元素的最高化合價為7價2.下列說法正確的是()A.在元素周期表中金屬與非金屬分界線左邊的元素均為金屬元素B.Na、Mg、Al的還原性依次減弱C.F、Cl、Br的非金屬性依次增強D.NaOH、KOH、Mg(OH)2的堿性依次減弱3.鍺(Ge)是第四周期第A族元素，處于元素周期表中金屬區與非金屬區的交界線上，下

19、列敘述正確的是()A.鍺是一種金屬性很強的元素B.鍺的單質具有半導體的性能C.鍺化氫(GeH4)穩定性很強D.鍺酸(H4GeO4)是難溶于水的強酸4.下列不能說明氯元素的非金屬性比硫元素強的事實是()HCl比H2S穩定HClO氧化性比H2SO4強HClO4酸性比H2SO4強Cl2能與H2S反應生成S氯原子最外層有7個電子，硫原子最外層有6個電子A. B.C. D.5.下表是周期表中的一部分，根據AI在周期表中的位置，用元素符號或化學式回答下列問題： 族周期AAAAAAA01A2DEGI3BCFH(1)表中元素，化學性質最不活潑的是_，只有負價而無正價的是_，氧化性最強的單質是_，還原性最強的單

20、質是_。(2)最高價氧化物的水化物中堿性最強的是_，酸性最強的是_，呈兩性的是_。答案精析第二節元素周期律第1課時原子核外電子的排布元素周期律【自主學習】一、1.近遠2.能量較低由里向外升高2n2818323.(2)議一議(1)(2)(3)(4)二、1.(1)由1到8(2)由大到小2.(1)1741(2)(從左到右，從上到下)劇烈緩慢劇烈較快強中強兩性(從左到右，從上到下)很不穩定不穩定受熱分解穩定弱中強強強3.元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性變化的規律核外電子排布議一議(1)Cl(2)Na(3)HClO4(4)SiH4(5)NaOH(6)Al2O3解析(1)第三周期元素從左到右原子半

21、徑逐漸減小，原子半徑最小的是Cl。(2)金屬性最強的元素在最左邊，應為Na。(3)非金屬性最強的元素，其最高價氧化物對應水化物的酸性最強，氯的非金屬性最強，其對應的酸是HClO4。(4)非金屬性最弱的元素Si的氣態氫化物最不穩定。(5)金屬性最強的Na對應的NaOH的堿性最強。(6)鋁的氧化物Al2O3具有兩性。【難點突破】例1(1)碳C硅Si氯Cl(2)解析由A元素的原子最外層電子數是次外層電子數的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M層電子數是L層電子數的一半，可知B為硅元素；C元素的原子次外層電子數比最外層電子數多1個，可知C應為氯元素。變式訓練1AA元素原子的次外層電子數只能是2，最

22、外層電子數是4，A的原子序數為6；B元素的內層電子總數只能是2，最外層電子數為6，B的原子序數為8；C元素原子有3個電子層，L層必有8個電子，M層有4個電子，C的原子序數為14；D的陽離子與B的陰離子(即O2)電子層結構相同，D為Na，原子序數為11；故原子序數：CDBA。例2A本題的關鍵是“最高價氧化物對應水化物的酸性相對強弱”這一信息，由此可推知X、Y、Z為非金屬元素，原子序數相連意味著它們屬同周期元素，故活潑性：XYZ，原子半徑：XYZ，原子最外層電子數：XYZ，氣態氫化物的穩定性順序為HXH2YZH3。變式訓練2CX原子半徑比Y的大，說明X在Y的左邊，原子序數X比Y小，X的非金屬性比Y

23、的弱，因此最高價氧化物對應水化物的酸性X比Y的弱，X的陰離子比Y的陰離子還原性強，X的氣態氫化物不如Y的穩定。例3B四種離子核外電子數相同，隨著核電荷數的增多，離子半徑依次減小，即微粒半徑：Al3Mg2NaO2，A項錯；因S2、Cl比Na、Al3多一個電子層，則S2、Cl半徑比Na、Al3大，再根據“序小徑大”的規則，則微粒半徑：S2ClNaAl3，B項正確；Na、Mg、Al、S的原子半徑依次減小，C項錯；Na、K、Rb、Cs最外層電子數相同，電子層數依次增多，半徑依次增大，D項錯。變式訓練3A根據元素周期律可知，磷原子的半徑應在Si和S之間，故答案為選項A。【當堂過關】1.AB中微粒結構示意

24、圖是Cl而不是Cl，C中Ar的原子結構示意圖應為，D中K的原子結構示意圖應為。2.D鈉、磷、硫、氯是具有相同電子層數的元素，隨著原子序數的遞增，原子半徑逐漸減小，最外層電子數逐漸增多，最高正化合價逐漸增大，最高價氧化物對應的水化物的酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱。因為非金屬性ClBrI，所以氣態氫化物的熱穩定性HClHBrHI，D項錯誤。3.BCl、Br、I最外層電子數相同，Cl、Br、I電子層數依次增多，所以離子半徑ClBrI，故A正確；Al3、Mg2、Na核外電子排布相同，Al3、Mg2、Na核電荷數依次減小，所以離子半徑Al3Mg2KNa，故C正確；P、S電子層數相同，核電荷數PS；S、O最

25、外層電子數相同，電子層數SO，所以原子半徑SO，所以PSO，故D正確。4.C解答本題主要從元素周期表、元素周期律的角度分析，要了解同一主族、同一周期元素性質的遞變規律。同一周期原子半徑從左到右依次減小，A選項中P的原子半徑大于Cl，A錯；非金屬性越強，其氣態氫化物越穩定，其最高價氧化物對應的水化物酸性越強，故B選項中熱穩定性：HClHBrAsH3，D選項中酸性：H2SO4H3PO4H3AsO4，B、D均錯；S和Cl處于同一周期，故還原性：S2Cl，而As和Se處于同一周期，還原性：As3Se2，而S和Se又處于同一主族，還原性：Se2S2，故C正確。5.(1)減小電子層數相同時，隨核電荷數增大

26、，原子核對最外層電子的引力增大，因此原子半徑減小(2)相同增大(3)減弱增強減弱增強解析原子序數為1117號的元素，在元素周期表中位于第三周期，根據同周期元素的原子結構和性質的變化，可解答本題。第2課時元素周期表和元素周期律的應用【自主學習】一、1.增強減弱增強增強AlSi金屬非金屬2.失去或偏移得到8(1)族最外層議一議(1)(2)(3)二、1.強弱大小2.位置結構性質3.原子結構和性質4.(1)半導體(2)氟、氯、硫、磷(3)過渡元素議一議【難點突破】例1A根據元素周期表的結構，可知R為He，X為N，Y為S，Z為Br；2NH3H2SO4=(NH4)2SO4；氫硫酸的酸性小于氫溴酸；Br2在常溫下是液體，能與鐵粉反應；Br的原子序數為35，S的原子序數為16；Br處于第四周期，該周期包括18種元素。變式訓練1A同周期X、Y、Z三種元素的最高價氧化物的水化物的酸性由強到弱的順序是HZO4H2YO4H3XO4，知X、Y、Z的原子序數為XYY，A錯誤；根據Z、W的原子半徑相差不大，化合價不同，且W只有負價，則其可能是O，Z是N