1、周期短周期长周期第1周期(H-He)：2 种元素第2周期(Li-Ne)：8 种元素第3周期(Na-Ar)：8 种元素第4周期(K-Kr)：18 种元素第5周期(Rb-Xe)：18 种元素第6周期(Cs-Rn)：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数=电子层数（能层数）（横行）知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成）族 主族：副族：A,A,A,A,A,A,A第VIII 族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数（纵行）零族：共七个主族B,B ,B,B,B,B,B共七
2、个副族三个纵行(第8、9、10），位于 B 与B中间知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成）元素周期表从左到右族顺序依次为：A,A,B,B,B,B,B，第VIII 族；B,B,A,A,A,A,A，零族_（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐，对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐；碱性逐渐；（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐；对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化
3、物的酸性逐渐；碱性逐渐；二、原子结构和性质周期性变化复习回忆减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱思考与探究1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？最外层电子排布从1个电子(ns1)到 8个电子(ns2np6)呈周期性变化.结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。（一）元素周期系的形成(1)周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_；这样形成一个_，循环往复形成周期系。碱金属稀有气体周
4、期(2)原因：_的周期性重复。原子核外电子排布一、原子结构与元素周期表(二)原子的电子排布与周期的划分(1)观察周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 _,最外层电子排布为_,每一周期的最后一种元素都是_,这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_.碱金属ns1 稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的_.能层数结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。一、原子结构与元素周期表 周期一二三四五六七八元素数目28818183226？金属元素数目023141530？50312、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关
5、系分析元素周期系周期发展规律？思考与探究32归纳：（3）、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋1、写出每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布式？ns1(n表示电子层数)第一周期：s2其它周期：ns2np6(n为电子层数)2、写出每个周期最后一个元素的最外层电子的排布式？3、同族主族元素的价电子层有何规律？相同4、同族过渡元素的价电子层有何规律？价电子层上的电子总数相等5、零族元素的价电子
6、层有何规律？除氦外，其它相同(三)原子的电子排布与族的划分 在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是一般相等的.主族元素：主族序数=原子的最外层电子数=价电子数副族元素：副族序数（大多数）=（n-1)d+ns的电子数=价电子数 1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。其排布式为Ar3d54s2，由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期B族。课堂练习按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。划分区的依据是什么？s区、
7、d区、p区分别有几个纵列？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号思考与探究（四）、元素周期表的分区1、s区：特点：价电子数=主族序数=最外层电子数并不是所有价电子层为ns1或2的元素都在S区，He除外（它在p区）注意：除H外，都是金属元素含A与A共两族两列；价电子层为ns1或2(n1)2、p区：特点：价电子总数=主族序数（零族除外）注意：He在p区，但它无p电子含A至A及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-6(n2),以非金属元素为主3、d区：特点：价电子总数=副族序数;若价电子总数为8、9、10，则为族。有元素在d区但并不符合(n-1)d1-9ns1-2规则，如：46Pd 4d1
8、0。注意：均为金属元素；含B至B和族共六族八列(镧系和锕系属f区)；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2说明：核外电子的排布规律只是经验总结，并不是所有元素都一定符合。4、ds区：含B与B共两族两列；价电子层为(n-1)d10ns1或2价电子总数=所在的列序数特点：均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。5、f区：包括镧系与锕系；价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2说明：由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。A 01AAAAAA2p区3s区BBBBBBB4d区
9、ds区567镧系f区锕系元素周期表的五个分区 小结：(四)原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属。p区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为12个，均为金属元素。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。问：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？s区、d区、ds区
10、的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。1.为什么副族元素及VIII族又称为过渡元素？2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？思考：副族元素和VIII族处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素。1.为什么副族元素与VIII族又称为过渡元素？2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素从左到右非
11、金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？由于是A族，4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式Kr4d105s25p4 课堂练习属P区 二、元素周期律1定义 元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。核电荷数2实质元素原子的周期性变化核外电子排布元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半
12、径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？1、原子半径（一）原子半径：1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径的大小取决于1、电子的能层数2、核电荷数3、核外电子数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。课堂练习1：比较下列微粒的半径的大小：（1）Ca AI (2)Na+Na (3)Cl-Cl (4)K+Ca2+S2-CI-S2-CI-K+Ca2+课堂练习2：具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
13、 下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBA B.微粒半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：ABA的元素；第A元素A元素电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。判断原子失去电子的数目或形成的阳离子的电荷A半充满、A全充满结构学与问：1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子
14、，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。看逐级电离能的突变。课堂练习：下列说法正确的是（）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A 反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）KNaMg课堂练习：2在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是()A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D ns2np6C（三）电负性1、基本概念 化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作
15、用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小的数值。（电负性是相对值，没单位）鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞金属：1.8类金属：1.8非金属：1.8 2、电负性的标准和数值：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度3、变化规律:同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。（三）电负性判断化学键的
16、类型 电负性相差很大的元素（大于1.7)化合通常形成离子键；电负性相差不大(小于1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；判断化学键的极性强弱 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。判断元素金属性和非金属性的强弱电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。4、电负性的意义：判断共价化合物中元素的化合价的正负1.下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。如查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则
17、，并用这些元素的电负性解释对角线规则。解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。课堂练习：一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2 共价化合物（）离子化合物（）元素 AIBBe CCIFLiMg NNa OP
18、SSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8 1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol。4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属5、气态O原子的电子排布为：6、半径：K+Cl-7、酸性 HClO4H2SO4，碱性：NaOH Mg(OH)28、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素1.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子
19、形成的化学键中共价键成分最少的是（）A.Li,F B.Na,F C.Na,Cl D.Mg,O【解析】所以共价键成分最少的为B项。课堂练习：B2.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是（D ）A.原子半径最小 B.原子序数为7 C.第一电离能最大 D.电负性最大 3、有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：(1)A是_，B是_，C是_，D是_，E是_(用化学符号填空，下同)(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是_，非金属性最强的是_。(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显_价，其他元素显_价。(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是_ _，有共价键的是_ _。HOAlSKKO负正Al2O3、K2OH2O、SO2、SO3
