原子核外电子排布与元素周期律(苏教版化学优质课)ppt课件.ppt

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1、专题1 微观结构与物质的多样性,第一单元 原子核外电子排布与元素周期律,一、原子核外电子的排布,复习：1.什么是原子？2.原子由什么微粒构成的？,?,原子 指化学反应中不可再分的基本微粒。原子在化学反应中不可分割,但在物理状态中可以分割。,原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (数值上)质量数=质子数+中子数,电子的特征:1、质量很小，是中子或质子质量的1/1836（质子质量为1.67310-27kg,中子质量为1.67510-27kg）2、体积很小3、运动速度很快，接近光速即3108米/秒,电子在原子内有“广阔”的运动空间，在这“广阔”的空间里，电子怎样运动呢？有规律吗？,科学模型处理：1

2、、原子核外电子是分区域运动的，人们把核外电子运动的不同区域看作不同的电子层（模型思想）2、各个区域上运动着的电子的能量是不同的，即各电子层上电子的能量不同,问题：目前人们把原子核外分为几个电子层呢？在各电子层上运动的电子的能量有什么区别呢？,近远,低高,K L M N O P Q,各电子层中电子离核远近和电子能量大小比较,各个电子层所容纳的电子数有规律吗？,请结合上述元素原子核外电子排布情况，讨论问题：1、核外电子总是先排哪一个电子层，请你举例说明。2、各电子层上最多可容纳电子的数目是多少？和该电子层的序数（用n表示）有何关系？3、最外电子层、次外电子层及倒数第三电子层最多可容纳的电子数目是多

3、少？,核外电子分层排布的一般规律,2,2n2,8,18,32,为了形象地表示原子的结构，人们就创造了“原子结构示意图”这种特殊的图形。,15,第1层,第2层,第3层,K层,L层,M层,2,8,5,原子结构示意图,电子离核越远，能量也就越高。,核电荷数为118的元素原子核外电子层排布,思考:请你画出硫离子、钠离子的结构示意图,最外层电子数决定化学性质,原子核外电子的排布,分层的排布,排布的规律,由于电子能量的不同而分层排布，由近到远，由能量低到能量高。,1能量由低到高；,每层最多容纳电子数目是2n2。,3最外层电子数目不超过8个，K层为最外层时不超过2个。,次外层电子数目不超过18个，,课堂小结

4、,1下面关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述正确的是（ ）A核外电子是分层运动的 B所有电子在同一区域里运动C能量高的电子在离核近的区域运动 D能量低的电子在离核远的区域绕核旋转2.若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同， 则a的数值为 ( )A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2D.b-n+2,课堂练习,A,A,3.根据下列叙述,写出元素名称 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；_ （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）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；_,硅,硼,氖,4.A元素原子M层上有6个电子，B元素原子的核外电

5、子总数比A元素原子的少5个， （1）画出A元素的原子结构示意图; （2）A、B两元素形成化合物的化学式。,二、元素周期律,1、最外层电子排布的周期性,课本P3图1-3,随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子数呈现周期性的变化。,逐渐减小,逐渐减小,周期性,2、原子半径大小的周期性,2、原子半径大小的周期性,（1）同一行自左到右，电子层数不变， 最外层电子数增加，原子半径减小；（2）同一列自上而下，最外层电子数不变， 电子层数增加，原子半径增大；,39号元素或1117号元素随着核电荷数的递增，原子半径的变化规律是 ：,3.元素金属性与非金属性变化的周期性,一、元素金属性强弱的判断依据： 1、

6、单质越容易从水或酸中置换出氢气，其金属性越强。 2、元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，其金属性越强。 3、金属性强的金属可以置换金属性弱的金属。 二、元素非金属性强弱判断的依据： 1、单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，其非金属性越强。 2、气态氢化物越稳定，其非金属性越强。 3、元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强、 4、与同种变价金属反应，金属被氧化的程度越大，非金属性越强。,元素金属性变化规律的探究,Na Mg Al,1、单质越容易从水或酸中置换出氢气，其金属性越强。,?,(1)钠与冷水剧烈反应：（浮、熔、游、响、红）,参见P5实验1、实验2,(2)镁与冷水反应产生

7、极其少量的气泡，溶液变浅红；加热后产生大量气泡，溶液颜色加深。,参见P5实验3,(3)镁与盐酸剧烈反应;(4)铝与盐酸迅速反应;,Na Mg Al,?,2、元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，其金属性越强。,Na Mg Al,Na2O MgO Al2O3,NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3,最高价氧化物,碱,3、金属性强的金属可以置换金属性弱的金属。,金属活动性顺序表中，前面的金属可以置换后面的金属，例如：Fe可以置换Cu,Cu可以置换Ag,元素非金属性强弱判断的依据： 1、单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，其非金属性越强。 2、气态氢化物越稳定，其非金属性越强。 3、元素最高价氧

8、化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强、 4、与同种变价金属反应，金属被氧化的程度越大，非金属性越强。,元素非金属性变化规律的探究,高温,磷蒸气,加热,点燃或光照,不稳定 自燃,较不稳定 易分解,不很稳定 分解,很稳定,SiH4SiO2,PH3P2O5,H2SSO3,HClCl2O7,H4SiO4 弱酸,H3PO4中强酸,H2SO4 强酸,HClO4最强酸,弱 强,最高价氧化物对应水化物的酸碱性,金属性和非金属性递变,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,结论：,元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化。 这个规律叫元素周期律。,元素周期律是元素原子的核外电子排

9、布的周期性变化的必然结果,4.元素化合价的周期性,常见元素化合价的一般规律,120号元素中，除了O、F外， 元素的最高正价等于该元素原子的最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：最高正价+ /最低负价/ = 8 最低负价=最外层电子数-8,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；,三、元素周期表及其应用,知识回顾,1、最外层电子排布的周期性,2、原子半径大小的周期性,3.元素金属性与非金属性变化的周期性,4.元素化合价的周期性,1、元素周期表,人们把已经发现的元素按一定的规则排列成元素周期表,元素周期表是元素周期律的具体表现形式,同一周期

10、元素（稀有气体元素除外）的原子，核外电子层数（ ），随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐（ ），原子半径逐渐（ ），元素的原子得到电子的能力逐渐（ ），失去电子的能力逐渐（ ）。因此，同一周期的元素（稀有气体除外），从左到右金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）。,相同,增加,减小,增强,减弱,减弱,增强,同一主族元素金属性和非金属性的变化规律探究,0 +7 +7 +7,-1 -1 -1 -1,HF HCl HBr HI,无 HClO4 HBrO4 HIO4,2）递变性,1）相似性,同一主族元素的原子最外层电子数（ ），随着核电荷数的增大，电子层数逐渐（ ），原子半径逐渐（ ），原子失去电子的能力逐渐（ ），获得电子的能力逐渐（ ），元素的金属性逐渐（ ），非金属性逐渐（ ）。,相同,增加,增大,增强,减弱,减弱,增强,非金属性逐渐增强,0,A,A,A,A,A,A,A,1,2,3,4,5,6,7,B,Al,Si,Ge,Sb,Te,Po,At,As,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,1、元素周期表的应用, 学习和研究化学的规律和工具, 研究发现新物质,预言新元素，寻找半导体材料（如锗、硅、硒等），在过渡元素中寻找催化剂（如铂、镍等）和耐高温耐腐蚀材料等。,P10化学史话,