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1、第二节 元素周期律 第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律,我们已经知道，原子是由原子核和核外电子所构成的。电子围绕着原子核做高速运动。在多电子原子里，电子是怎样运动的呢？随着原子序数的递增,元素的性质呈现怎样的变化规律呢？,1.知道元素原子核外电子排布规律。 2.掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。 3.掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。（重点）,【自学指导】阅读教材关于“原子核外电子的排布”的有关内容，思考以下几个问题。 1.什么是电子层？每一层分别用什么字母代表？ 【提示】人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。
2、从第一层到第七层的符号分别为：K、L、M、N、O、P、Q。,原子核外电子排布,K L M N O P Q,由内到外，能量逐渐升高,2.在多电子原子中，电子运动的区域与电子的 能量有何关系？ 【提示】所有电子都具有一定的能量，在多电 子原子里，各电子所具有的能量不相同，能量 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。,原子核外电子排布,3.结合课本前20号元素的核外电子排布，总结核外电 子排布的规律。 【提示】（1）核外电子总是尽可能地先排布在能量 较低的电子层上，然后由里向外，依次排布在能量逐 渐升高的电子层上(能量最低原理) ； （2）各电子层最多容纳2n2个电子；
3、 （3）最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)； （4）次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个。 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。,原子核外电子排布,【观看视频】体会第3周期元素性质的递变规律(钠、镁、铝与水的反应),元素周期律,【实验探究】镁、铝与盐酸的反应 取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们 表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入 2 mL 1 molL-1盐酸。观察发生的现象。,元素周期律,钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较,冷水、剧烈,冷水、缓慢,剧烈,迅速,强碱性,中强碱,两性氢氧化物,金属性：NaMgAl,剧烈,不反应,【比较归纳】,元素周期律,S
4、i,P,S,Cl,高温,H2SiO3 弱酸,磷蒸气与氢气能反应,H3PO4 中强酸,需加热,H2SO4 强酸,光照或点燃,HClO4 最强酸,【资料卡片】阅读下表内容，比较第三周期元素的非金属性强弱。,元素周期律,氢化物 化学式,元素,Si,P,S,Cl,非金属性：SiPSCl,单质与氢气 的化合条件,氢化物的 稳定性,SiH4,PH3,H2S,HCl,高温下少量反应,磷蒸气，困难,加热反应,光照或点燃,很不稳定,不稳定,较不稳定,稳定,第三周期非金属元素的氢化物比较,【资料卡片】,元素周期律,【总结与归纳】根据实验及上述材料，总结第三 周期元素的金属性、非金属性的递变规律:,Na Mg Al
5、 Si P S Cl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,【追根求源】你能用结构观点解释上述递变规律吗？ 同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐 渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸 引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能 力逐渐增强。,元素周期律,元素的性质随着原子序数的递增 而呈现周期性的变化。这个规律就是元素周期律,【总结升华】,元素周期律,原子序数的递增,核外电子排布呈周期性变化,元素性质呈周期性变化,元素周期律,最外层电子数（自左向右）18,（K层电子数12）,同周期元素原子半径（自左向右）：大小,化合价（自左向右）：+1+7 41,决定了,归纳出,引起了,元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化,元素的金属性、非金属性、最高价 氧化物对应的水化物的酸碱性、 非金属元素氢化物的稳定性,