原子核外电子排布的周期性.ppt

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1、元素周期律高中化学1类铝（镓）的发现：1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓，测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来信指出镓的比重不应是4.7，而是5.9~6.0，布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论的巨大意义”。23类铝（Ea）镓（Ga）（1871年门捷列夫预言）（1875年布瓦发现镓后测定）原子量约为69原子量约为69.72比重约为5.9~6.0比重约为5.94熔点应

2、该很低熔点为30.1℃不受空气的侵蚀灼热时略起氧化灼热时能分解水气灼热时确能分解水气能生成类似明矾的矾类能生成结晶很好的镓矾可用分光镜发现其存在镓是用分光镜发现的最高价氧化物Ea2O3最高价氧化物Ga2O3门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致根据元素周期表预言新元素的存在类硅（锗）的发现1886年由德国的温克勒在分析硫银锗矿中发现的，把它命名为Germanium以纪念他的祖国——德国（German）。元素符号为Ge。元素锗就是在1870年门捷列夫预言的基础上发现的。45类硅（Es）锗（Ge）原子量约为72原子量约为72.60比重约为5.5比重约为5.469最高价氧化物EsO

3、2最高价氧化物GeO2EsO2比重4.7GeO2比重4.703氯化物EsCl4液体氯化物GeCl4液体EsCl4比重1.9GeCl4比重1.874EsCl4沸点约90℃GeCl4沸点83.0℃门捷列夫的预言和以后的实验结果取得了惊人的一致复习目标：1.掌握原子核外电子的排布规律。2.熟悉常见元素的化合价规律。3.掌握粒子半径相对大小的判断方法。4.掌握元素周期律的实质，金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。电子层(n)1234567字母表示能量KLMNOPQ低高规律：1、电子总是尽先排布在能量较低的电子层2、每层最多容纳2n2个电子3、最外层电子不超过8个(K为最外层不

4、超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层不、超过32个电子。一、原子核外电子的排布7[练习]、判断下列示意图是否正确？为什么？一、原子核外电子的排布二、元素的化合价规律规律：(1)主族元素:最高正价数=主族序数=最外层电子数（除O、F外）(2)非金属元素:｜最高正价｜+｜最低负价｜=8(3)金属元素:无负价[试一试]、某短周期元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为______,在周期表中的位置是______________________。三、粒子半径相对大小的判断方法。比较半径大小：NaK；OF；Na＋K＋；NaNa＋；F－Na＋判断方法：先

5、看电子层数，电子层数越多，半径越大；当电子层数相同时，再看核电荷数（等于原子序数），核电荷数越大，半径越小。[用方法判断]下列微粒半径大小比较正确的是A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋C．K＜K＋D．Cs＜Rb＜K＜Na结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、化合价和半径都呈周期性变化！元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？疑问四、元素周期律同一周期元素金属性和非金属变化非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱Li3锂Be4铍B5硼C6碳N7氮O8氧F9氟Ne10氖Na11钠Mg12镁Al13铝Si14硅P15磷S16硫

6、Cl17氯Ar18氩四、元素周期律同一主族元素金属性和非金属变化Na11钠Li3锂K19钾Rb37铷Cs55铯F9氟Cl17氯Br35溴I53碘At85砹金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强思考与交流：1.通过哪些方法或者依据可以得出Mg和Al的金属性强弱？2.通过哪些方法或者依据可以得出S和Cl的非金属性强弱？（总结）元素性质推导思路：1、从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是（）A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐减小C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4至-12、已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸

7、性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是（）A.气态氢化物的稳定性：HXY>ZB．非金属性：X＞Z＞YC．离子半径：X2