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1、第一单元核外电子排布与周期律,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。,提问：,1、元素的性质由什么决定？,原子,原子核,核外电子,质子相对质量为1,中子相对质量为1,相对质量为1/1836,原子核几乎集中了原子所有的质量，但体积却很小,电子的质量很小，体积也很小；电子所占据的运动空间相对于原子核的体积却很大（绝对空间也很小）；电子在核外做高速运动。,2、原子的组成怎样？,为了探索原子内部结构，科学家们进行了无数的
2、实验。他们用原子模型来表示原子，并通过实验来不断的修正模型。,原子结构模型的演变,1803年,汤姆原子模型,1911年,玻尔原子模型,1913年,1904年,卢瑟福原子模型,道尔顿原子模型,电子云模型,1927-1935年,现代物质结构理论,原子,原子核,质子,中子,带负电荷,带正电荷,不带电荷,质子数（核电荷数）核外电子数原子不显电性,核外电子,运动特点：在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动；,不可能同时测得它的位置和运动速率，但可以找到它在空间某个位置出现机会的多少,一、原子核外电子的排布,1、电子在原子核外相对大实际小的空间不停地做高速运动（速度接近光速）。,2、
3、所有的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尽相同，有的电子的能量还相差较大。,3、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。,4、我们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。,电子层,？,各电子层的序号、能量如下表：,（1）在多电子原子里，电子在原子核外是分层运动的，又叫核外电子的分层排布。,（2）在多电子原子里，原子核外有一个或多个电子层，能量低的电子在离核近的、能量低的电子层中运动，能量高的电子在离核较远的、能量较高的电子层中运动。,5、核外电子的排布规律（分析表1-2）,（1）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然
4、后由里往外，依次排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。,注意：a、以上四条规律是相互联系的，不能孤立地理解。b、最外电子层中排满8个电子（He为2个电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构(在一定条件下要转变为稳定结构)c、画原子结构示意图要遵循上述规律。,原子结构用原子结构示意图表示,作业：1、画出下列元素的原子结构示意图：Sr、Ra、Se、Sb、Pb、Xe,2、预习并填写完成P.1315的各个表格,练习一下：画出原子序
5、数为7、15、35、55、84的元素的原子结构示意图，并指出它们在周期表中的位置。,近代科学原子论（1803年）,一切物质都是由最小的不能再分的粒子原子构成。原子模型：原子是坚实的、不可再分的实心球。,英国化学家道尔顿（J.Dalton,17661844),“化学的新时代是从原子论开始的”恩格斯,原子并不是构成物质的最小微粒汤姆生发现了电子(1897年),电子是种带负电、有一定质量的微粒，普遍存在于各种原子之中。汤姆生原子模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了电荷，从而形成了中性原子。,英国物理学家汤姆生（J.J.Thomson,18561940）,粒子散射实验（1
6、909年）原子有核,卢瑟福和他的助手做了著名粒子散射实验。根据实验，卢瑟福在1911年提出原子有核模型。卢瑟福原子模型（又称行星原子模型）：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核做高速运动。,英国科学家卢瑟福（E.Rutherford,18711937),玻尔原子模型（1913年）,玻尔借助诞生不久的量子理论改进了卢瑟福的模型。玻尔原子模型（又称分层模型）：当原子只有一个电子时，电子沿特定球形轨道运转；当原子有多个电子时，它们将分布在多个球壳中绕核运动。不同的电子运转轨道是具有一定级差的稳定轨道。,丹麦物理学家玻尔
7、（N.Bohr,18851962),电子云模型（现代物质结构学说）,现代科学家们在实验中发现，电子在原子核周围有的区域出现的次数多，有的区域出现的次数少，就像“云雾”笼罩在原子核周围。因而提出了“电子云模型”。电子云密度大的地方，表明电子在核外单位体积内出现的机会多，反之，出现的机会少。如：氢原子的电子云,电子云,现代物质结构学说,学习目标：1、了解元素周期律的涵义和实质，理解元素性质与原子结构的关系。2、通过回忆学过的知识，进行概括、综合，实现由感性认识上长到理性认识，培养周密的逻辑思维能力。重点：元素周期律的涵义和实质，元素性质与原子结构的关系。难点：元素性质与原子结构的关系。,二、元素周
8、期律,P.1314科学探究1,运用核外电子排布规律画出前三周期元素的原子结构示意图，然后分析、归纳出各周期元素的最外层电子排布和主要化合价的递变规律。,2、元素的金属性、非金属性的递变规律,1、随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布和主要化合价都呈现周期性变化。,元素的金属性,元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：,元素单质与水或酸反应的难易（易强）,元素最高价氧化物的水化物R(OH)n的碱性强弱（强强）,元素的非金属性,元素单质与氢气反应的难易（易强）,气态氢化物的稳定性（稳定强）,元素最高价氧化物的水化物（HaXOb）的酸性强弱（强强）,现象：,镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试
9、液后不变色。,反应式：,Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2,结论：,镁元素的金属性比钠弱,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,现象：,镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。,反应：,Mg+2HCl=MgCl2+H2,结论：,镁元素的金属性比铝强,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2,小结,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。,金属性强弱顺序：,NaMgAl,氢化物化学式,元素,14Si,15P,16S,17C
10、l,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,从氢化物看,最高价氧化物,最高价氧化物的水化物,元素,14Si,15P,16S,17Cl,SiO2,P2O5,SO3,Cl2O7,H2SiO3,H3PO4,H2SO4,HClO4,硅酸,磷酸,硫酸,高氯酸,极弱酸,中强酸,强酸,最强酸,非金属性：SiPSCl,从最高价氧化物的水化物看,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:,NaMgAlSiPSCl,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,用结构观点
11、解释：,电子层数相同核电荷数增多,原子半径减小,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强,同周期元素从左到右,原子核对最外层电子的吸引力增强,3、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。,4、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。,作业：P.182、3、5,学习目标：1、了解元素的位、构、性的关系，并能灵活运用。2、了解元素周期表和元素周期律应用的广泛性和重要性。3、了解元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系和应用。重点和难点：元素的位、构、性的关系和应用。,三、元素周期表和元素周期律的应用,1
12、、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用,结构,位置,性质,（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,原子得失电子的能力,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：,1,B,Al,Si,Ge,As,Sb,Te,2,3,4,5,6,7,A,A,A,A,A,A,A,0,P
13、o,At,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,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A族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第A族（右上角）。,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,元素周期律小结：,学习目标：1、了解元素周期表的结构和元素在元素周期表中的位置。2、通过探究元素的性质与原子结构，进一步理解元素周期表。3、充分发挥学生的主动性
14、，培养实践能力和归纳能力。重点：元素周期表的结构。难点：元素在周期表中的位置。,原子的组成,原子,原子核,质子,中子,带负电荷,带正电荷,不带电荷,1.674810-27千克,1.672610-27千克,9.117610-31千克,质子数（核电荷数）核外电子数原子不显电性,核外电子,质量用相对质量来表示,相对质量1/1836,相对质量1.007,相对质量1.008,Z个,N个,原子质量数A,数值上Z+N=A,取整数相加,原子序数,等于,元素的性质取决于原子核外电子的排布用原子结构示意图表示,练习：画118号元素的原子结构示意图,1869年，俄国化学家门捷列夫通过分类、归纳、制出了第一张元素周期
15、表，揭示了化学元素的内在联系，使其构成了一个完整的体系（不但将当时已发现的63种列在表中，还留下了一些空格，预示这些元素的存在），成为化学发展史上的一个重要里程碑。,同电子层同横行,同最外层电子同纵行,1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础上，对大量实验事实进行了订正、分析和概括，成功地对元素进行了科学分类。他总结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈现周期性的变化。这就是元素周期律。他还预言了一些未知元素的性质都得到了证实。但是由于时代的局限，门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的，他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因。,周期表的
16、编排原则,1、按照原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的元素排成一个横行,2、把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行,一、元素周期表,周期表的结构,周期表,7个周期,7个主族：由短周期和长周期元素共同构成的族（IAVIIA）,7个副族：仅由长周期构成的族（BB）,VIII族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等9种元素,横的方面（7个横行）,纵的方面,（18个纵行）,零族：稀有气体元素,1234567,2种元素,8种元素,8种元素,18种元素,18种元素,32种元素,26种元素,短周期,长周期,不完全周期,元素周期表助记词,横行叫周期，共有七周期；三四分长短
17、，第七不完全。纵行称作族，共有十六族；二、三分主副，先主后副族；VIII族最特殊，三行是一族；二次分主副，副后是主族。一、八依次现，一、零再一遍。锕、镧各十五，均属IIIB族。,布置作业,1、熟记136号元素顺序和符号2、熟记主族和零族元素名称和符号3、P.112做在作业本上。,学习目标：1、通过探究元素的性质与原子结构，进一步理解元素周期表。2、熟悉元素在周期表中的位置及原子结构与性质的关系。3、培养学生的实践能力和归纳能力。重点和难点：元素在周期表中的位置和原子结构与性质的关系及同主族元素性质的递变规律。,复习提问：,1、元素周期表中有几个周期？各周期分别有几种元素？,2、元素周期表中有几
18、个族？分别位于哪几个纵行？,3、元素周期表中哪一族的元素种类最多？,4、一种元素在元素周期表中的位置由哪几个因素决定？,二、元素的性质与原子结构,科学探究小结：,A、最外电子层上都是1个电子，但从上到下电子层数依次递增。,1、碱金属元素LiNaKRbCsFr,B、钠、钾性质相似，都是很活泼的金属，但钾比钠更活泼。,2Na(K)+2H2O=2NaOH(KOH)+H2,铷和铯与水反应怎样呢？,为什么？,物质的结构决定物质的性质，物质的结构相似则其性质必然相似；物质的结构呈规律性递变则性质也必然呈规律性递变。,元素的化学性质主要决定于原子核外最外层电子数，同时与原子半径也有密切关系。,（1）碱金属化
19、学性质的相似性和递变性,碱金属元素的原子最外层上都是1个电子，易失去（形成M，化合价为1价），使次外层变成最外层而达到8个或2个电子的稳定结构，因此，碱金属元素都具有很强的金属性，其单质都很活泼，具有强还原性，其氢氧化物（MOH）都是强碱。,从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，因此，碱金属元素的金属性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，氢氧化物的碱性逐渐增强。,（2）碱金属物理性质的相似性和递变性,碱金属都是银白色金属（铯略带金色），密度较小，硬度很小，熔、沸点较低，都有很好的导电、导热性和延展性。,从上到下，碱金属的密度逐渐增
20、大（钾例外），熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。,2、卤族元素FClBrI(VIIA族）,（1）卤素单质都是有色物质，从上到下，其颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐升高（常温时的状态由气态经液态到固态）。,（2）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1个电子（表现为1价）使最外层达到8个电子的稳定结构，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。,单质均为双原子分子X2,（3）从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减
21、弱。表现：与H2反应渐难；生成的HX的稳定性逐渐减弱；最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：HClO4HBrO4HIO4（F无正价）,原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。,结论,作业：P.114,同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,学习目标：1、知道核素、同位素的涵义，了解放射性元素、放射性同位素在能源、农业、医疗、考古等方面的应用。2、了解质量数和原子符号（AX）的涵义3、了解核素的相对原子质量和元素的相对原子质量。重点：核素、同位素的涵义。难点：核素和元素的相对原子质量。,Z,复习：,1、元素：,2、原子的构
22、成:,具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。,原子,原子核,核外电子,质子每个质子带1个单位正电荷相对质量为1,中子不带电，相对质量为1,核电荷数质子数核外电子数，因此，原子呈电中性,每个电子带1个单位负电荷相对质量为1/1836,质子的相对质量,1个质子的质量,12,1.67261027kg,1.9931026kg,12,1个中子的质量1.67491027kg,中子的相对质量.008,质子的相对质量取整数与中子的相对质量取整数相加起来所得的数值叫做原子质量数。用表示。,同一元素的原子中，质子数和中子数是否一定相等呢？,三、核素,1、质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,（2）绝大
23、多数元素都包含多种核素，一种核素就是一种原子（到2001年底已发现114种元素的3070种核素）。,（2）在相同状况下，各同位素的化学性质基本相同（几乎完全一样），但物理性质有所不同。,同位素的应用：见P.10,4、相对原子质量,（1）核素的相对原子质量,1个原子的质量,12,2.6571026kg,1.9931026kg,12,15.998,核素的近似相对原子质量质量数,（）元素的相对原子质量等于各同位素的相对原子质量的平均值：,元素的近似相对原子质量等于各同位素的质量数的平均值。,元素的相对原子质量Aa%Bb%Cc%,如Cl的相对原子质量：,Ar（Cl）34.96975.77%36.96624.23%35.453,元素的近似相对原子质量Aa%Bb%Cc%,练习、讨论：P.111、3、5、6做资料上本节相应练习,