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人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律多媒体教学课件ppt
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这是一份人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律多媒体教学课件ppt，共60页。PPT课件主要包含了Na+，-e-，Cl-，+e-，元素周期律的内容，元素周期律的实质等内容，欢迎下载使用。
学习目标： 1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。 2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。重点： 核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。难点：核外电子的分层排布。
在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高) K L M N O P Q
一、原子核外电子的排布 [课本P13]
1．电子的能量(1)原子是由__________和____________构成的。(2)在多电子原子中，电子的能量_______。(3)电子能量与运动的区域电子能量较低―→运动区域离核_______。电子能量较高―→运动区域离核________。
2．电子层(1)概念：在含有多个电子的原子里， 电子运动的_____________的区域简化为__________的壳层，称作电子层。(也称作洋葱式结构，如图所示)
(2)不同电子层的表示及能量关系3.电子分层排布电子总是尽可能先从________排起，当一层充满后再填充下一层。
电子分层排布的规律 （分析表1-2）
①各电子层最多容纳的电子数目是2n2②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）③次外层电子数目不超过18个， 倒数第三层电子数目不超过32个
核外电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律(n表示电子层的序号)
注意： 1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。 2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布 3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
4．核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。②弧线表示各电子层。③弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如
(2)离子结构示意图①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。如：
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
氢(H) 氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布
注意：短周期元素原子结构的特殊性
【规律方法】 短周期元素原子结构的特殊性(1)原子核内无中子的原子：H。(2)原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。(3)原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。(4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。(6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。(7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。(8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。(9)原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
（4）稀有气体元素原子电子层排布
5.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
（1）与2He原子电子层结构相同的离子：
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：
7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
1H-、3Li+、4Be2+
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 [设计P16左下]
7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、
11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+
6.含有18个电子的常见粒子 [设计P16左下]
18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6
19K+、20Ca2+
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 C、 D、
+54 2 8 18 20 6
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电 子，该原子核内的质子数为（ ） A、14 B、15 C、16 D、173、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L 层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ） A、Li B、Si C、Al D、K
4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是( )A 2、8、18、32、58B 2、8、18、32、50、8C 2、8、18、32、50、18、8D 2、8、18、32、32、18、8
根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。
第二课时 元素周期律
二、元素原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化
2．元素化合价的周期性变化
2、化合价与主族序数的关系
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8(3)最低负价 = –(8– 最外层电子数) = –(8– 主族序数)
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0（3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）
从上到下，化合价一般相同
例：某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化学式为（ ） A、HX B、H2X C、XH3 D、XH4
1.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ）A．H2BO4B．H3BO3C．HBO2D．H2B4O7
3.元素原子半径的周期性变化
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；如Na＜K(层不同，层多，径大）2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小）3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+
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
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。
Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-
K+、 CI-、 S2-、Ca2+
( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较下列粒子半径的大小
（N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+）
( S2- > CI- > K+ > Ca2+ )
S2- 与 S 、 AI 与 AI3+
1.比较钠、镁、铝、氧、氟的原子半径大小。 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）
(A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF
阳离子半径： Li+ < Na+
3.下列半径最大的微粒是 （ ）A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+4.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。
Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。
讨论第三周期元素的性质递变
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
结论金属性：Na>Mg
结论金属性：Mg>Al
结论金属性：Na>Mg>Al
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。
钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不与水反应。
钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓
NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。
Na > Mg > Al
判断金属性强弱的标准①单质与水或酸反应置换出氢气的难易②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱③相互置换
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)非金属性的比较(课本15页表)
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。
非金属性：Si < P < S < Cl
从最高价氧化物的水化物看
判断元素非金属性的强弱的标准①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱③相互置换
根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
电子层数相同核电荷数增多
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
原子核对最外层电子的吸引力增强
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）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 －4→－1
元素化学性质金属性非金属性变化
思考：1.(1)和酸反应时，1 ml Mg和1 ml Al分别失去2 ml e－和3 ml e－，能否说明Al的金属性大于Mg?(2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl?【思考·提示】 (1)不能。比较金属性强弱时不能根据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电子的难易。(2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO都不是最高价含氧酸。
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子；B、Na能与冷水反应，而Mg不能；C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl ＞H2SD、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6
3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ）A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化
4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P
5.下列递变规律不正确的是（ ）A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
6.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。7.除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？
用一句话概括一下元素性质的变化情况
随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
最外层电子数和原子半径
元素的金属性、非金属性强弱
单质的氧化性、还原性强弱
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数
（3）位置反映性质： 同周期：从左到右，递变性
（4）同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
(2009年高考四川卷改编题)X、Y、Z、M是元素周期表中前20号元素，其原子序数依次增大，且X、Y、Z相邻。X的核电荷数是Y的核外电子数的一半，Y与M可形成化合物M2Y。下列说法正确的是( )A．原子半径：Z＞YB．简单离子的半径：M的离子＞Z的离子＞Y的离子＞X的离子C．X的阴离子和Y的阴离子核外电子数相同D．Z元素的最高价氧化物的水化物的化学式为HZO4【解析】 根据题意可推知：X为O，Y为S，Z为Cl，M为K，原子半径Y＞Z；简单离子的半径为：Y的离子＞Z的离子＞M的离子＞X的离子；X的阴离子与Y的阴离子核外电子数不相同。【答案】 D
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。
②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
（2）可预测或推测元素的原子结构和性质
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。
3、元素周期律的应用和意义
1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ） A．NaOH B．Al(OH)3 C．Ca(OH)2 D．RbOH2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ）①Na2CO3②NaHCO3③Al2O3④Al(OH)3A．①②③④B．①②③ C．①②④ D．②③④
3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ）A．C．N、O、F B．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb4. A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（ ）A．n+4B．n+6C．n+8D．n+105.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ）A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．a原子电子层数比b原子的电子层数多C．1ml a 从酸中置换H+生成的H2比1 ml b从酸中置换H+生成的H2多D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能
6. A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，它们相同物质的量的原子获得相同物质的量的电子时释放出的能量是A>C>B,则它们原子序数大小顺序是（ ）A．B>C>AB．A>B>CC．BCD．A>C>B7.下列各组物质的性质变化正确的是（ ）A．酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4B．稳定性H2S>HCl>HBr>HIC．熔点Rb>K>Na>LiD．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH
6.原子序数1—18号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_____________； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________； （3）在室温下有颜色的气体单质是_____________； （4）在空气中容易自燃的单质名称是________； （5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是______； （6）原子半径最小的元素是_____________； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_________； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_____________； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_____________。7。在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_________________________________。
H
获得电子时，要释放出能量，放出能量的越多，说明其越容易得电子，A的非金属性越强。
10.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ）A．H2BO4B．H3BO3C．HBO2D．H2B4O711.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（ ）A.原子半径按X、Y、Z依次增大B.阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强C.单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强D.氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
14.下列半径最大的微粒是 （ ）A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+15.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
2．根据周期律对角线规则，金属Be和Al单质及其化合物的性质相似。试回答下列问题：(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式(有Na2BeO2生成)_____________________________________；(2)Be(OH)2与Mg(OH)2可用试剂________鉴别，其离子方程式为___________________________________________。解析：Be单质及其化合物是中学化学课本以外的知识。Al及其化合物是《元素周期律》一节已经学习到的知识。因此，应用“原型类比，由此及彼”的解题思路，依据Al跟NaOH溶液反应的知识，结合提示，即可顺利答出第一问。
学习目标： 1、理解解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子具有不同的能量。 2、掌握核外电子排布的初步规律,并能据此规律画出常见原子的结构示意图。重点： 核外电子的排布规律, 画常见原子的结构示意图。难点：核外电子的分层排布。
在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高) K L M N O P Q
一、原子核外电子的排布 [课本P13]
1．电子的能量(1)原子是由__________和____________构成的。(2)在多电子原子中，电子的能量_______。(3)电子能量与运动的区域电子能量较低―→运动区域离核_______。电子能量较高―→运动区域离核________。
2．电子层(1)概念：在含有多个电子的原子里， 电子运动的_____________的区域简化为__________的壳层，称作电子层。(也称作洋葱式结构，如图所示)
(2)不同电子层的表示及能量关系3.电子分层排布电子总是尽可能先从________排起，当一层充满后再填充下一层。
电子分层排布的规律 （分析表1-2）
①各电子层最多容纳的电子数目是2n2②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）③次外层电子数目不超过18个， 倒数第三层电子数目不超过32个
核外电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律(n表示电子层的序号)
注意： 1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。 2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布 3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
4．核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。②弧线表示各电子层。③弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如
(2)离子结构示意图①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。如：
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
氢(H) 氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布
注意：短周期元素原子结构的特殊性
【规律方法】 短周期元素原子结构的特殊性(1)原子核内无中子的原子：H。(2)原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。(3)原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。(4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。(6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。(7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。(8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。(9)原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
（4）稀有气体元素原子电子层排布
5.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
（1）与2He原子电子层结构相同的离子：
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：
7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
1H-、3Li+、4Be2+
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 [设计P16左下]
7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、
11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+
6.含有18个电子的常见粒子 [设计P16左下]
18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6
19K+、20Ca2+
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 C、 D、
+54 2 8 18 20 6
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电 子，该原子核内的质子数为（ ） A、14 B、15 C、16 D、173、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L 层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ） A、Li B、Si C、Al D、K
4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是( )A 2、8、18、32、58B 2、8、18、32、50、8C 2、8、18、32、50、18、8D 2、8、18、32、32、18、8
根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。
第二课时 元素周期律
二、元素原子结构的周期性变化1．元素原子核外电子排布的周期性变化
2．元素化合价的周期性变化
2、化合价与主族序数的关系
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8(3)最低负价 = –(8– 最外层电子数) = –(8– 主族序数)
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0（3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）
从上到下，化合价一般相同
例：某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化学式为（ ） A、HX B、H2X C、XH3 D、XH4
1.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ）A．H2BO4B．H3BO3C．HBO2D．H2B4O7
3.元素原子半径的周期性变化
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；如Na＜K(层不同，层多，径大）2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小）3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+
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
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。
Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-
K+、 CI-、 S2-、Ca2+
( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较下列粒子半径的大小
（N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+）
( S2- > CI- > K+ > Ca2+ )
S2- 与 S 、 AI 与 AI3+
1.比较钠、镁、铝、氧、氟的原子半径大小。 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）
(A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF
阳离子半径： Li+ < Na+
3.下列半径最大的微粒是 （ ）A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+4.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。
Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。
讨论第三周期元素的性质递变
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
结论金属性：Na>Mg
结论金属性：Mg>Al
结论金属性：Na>Mg>Al
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。
钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不与水反应。
钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈，铝与酸反应平缓
NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱，Al(OH)3 是两性氢氧化物。
Na > Mg > Al
判断金属性强弱的标准①单质与水或酸反应置换出氢气的难易②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱③相互置换
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)非金属性的比较(课本15页表)
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。
非金属性：Si < P < S < Cl
从最高价氧化物的水化物看
判断元素非金属性的强弱的标准①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易及氢化物的稳定性②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱③相互置换
根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
电子层数相同核电荷数增多
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
原子核对最外层电子的吸引力增强
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）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 －4→－1
元素化学性质金属性非金属性变化
思考：1.(1)和酸反应时，1 ml Mg和1 ml Al分别失去2 ml e－和3 ml e－，能否说明Al的金属性大于Mg?(2)H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl?【思考·提示】 (1)不能。比较金属性强弱时不能根据在反应中得失电子的多少，而是根据得失电子的难易。(2)不能。比较非金属性强弱时应根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，H2SO3和HClO都不是最高价含氧酸。
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子；B、Na能与冷水反应，而Mg不能；C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl ＞H2SD、Cl的最高正价为+7， S的最高正价为+6
3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ）A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化
4.下列元素的原子半径依次减小的是（ ） A. Na、Mg、Al B. N、O、F C. P、Si、Al D. C、Si、P
5.下列递变规律不正确的是（ ）A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
6.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。7.除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？
用一句话概括一下元素性质的变化情况
随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
最外层电子数和原子半径
元素的金属性、非金属性强弱
单质的氧化性、还原性强弱
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数
（3）位置反映性质： 同周期：从左到右，递变性
（4）同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
(2009年高考四川卷改编题)X、Y、Z、M是元素周期表中前20号元素，其原子序数依次增大，且X、Y、Z相邻。X的核电荷数是Y的核外电子数的一半，Y与M可形成化合物M2Y。下列说法正确的是( )A．原子半径：Z＞YB．简单离子的半径：M的离子＞Z的离子＞Y的离子＞X的离子C．X的阴离子和Y的阴离子核外电子数相同D．Z元素的最高价氧化物的水化物的化学式为HZO4【解析】 根据题意可推知：X为O，Y为S，Z为Cl，M为K，原子半径Y＞Z；简单离子的半径为：Y的离子＞Z的离子＞M的离子＞X的离子；X的阴离子与Y的阴离子核外电子数不相同。【答案】 D
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。
②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
（2）可预测或推测元素的原子结构和性质
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。
3、元素周期律的应用和意义
1.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是 （ ） A．NaOH B．Al(OH)3 C．Ca(OH)2 D．RbOH2.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（ ）①Na2CO3②NaHCO3③Al2O3④Al(OH)3A．①②③④B．①②③ C．①②④ D．②③④
3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ）A．C．N、O、F B．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb4. A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（ ）A．n+4B．n+6C．n+8D．n+105.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ）A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．a原子电子层数比b原子的电子层数多C．1ml a 从酸中置换H+生成的H2比1 ml b从酸中置换H+生成的H2多D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能
6. A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，它们相同物质的量的原子获得相同物质的量的电子时释放出的能量是A>C>B,则它们原子序数大小顺序是（ ）A．B>C>AB．A>B>CC．BCD．A>C>B7.下列各组物质的性质变化正确的是（ ）A．酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4B．稳定性H2S>HCl>HBr>HIC．熔点Rb>K>Na>LiD．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH
6.原子序数1—18号元素中： （1）与水反应最剧烈的金属是_____________； （2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________； （3）在室温下有颜色的气体单质是_____________； （4）在空气中容易自燃的单质名称是________； （5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是______； （6）原子半径最小的元素是_____________； （7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_________； （8）气态氢化物最稳定的化学式是_____________； （9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_____________。7。在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_________________________________。
H
获得电子时，要释放出能量，放出能量的越多，说明其越容易得电子，A的非金属性越强。
10.根据硼在周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸化学式不可能是（ ）A．H2BO4B．H3BO3C．HBO2D．H2B4O711.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（ ）A.原子半径按X、Y、Z依次增大B.阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强C.单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强D.氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
14.下列半径最大的微粒是 （ ）A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+15.A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
2．根据周期律对角线规则，金属Be和Al单质及其化合物的性质相似。试回答下列问题：(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式(有Na2BeO2生成)_____________________________________；(2)Be(OH)2与Mg(OH)2可用试剂________鉴别，其离子方程式为___________________________________________。解析：Be单质及其化合物是中学化学课本以外的知识。Al及其化合物是《元素周期律》一节已经学习到的知识。因此，应用“原型类比，由此及彼”的解题思路，依据Al跟NaOH溶液反应的知识，结合提示，即可顺利答出第一问。
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