(最新)高中化学必修2讲义：第一章 物质结构 元素周期律 第2节 第1课时
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[知识梳理]一、原子核外电子的排布1．核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。
核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。
其关系如下：2．【自主思考】1．思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体He、Ne、Ar的核外电子排布相同？提示(1)与He原子电子层结构相同的离子有：Li＋、Be2＋、H－。
(2)与Ne原子电子层结构相同的离子有：F－、O2－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋。
(3)与Ar原子电子层结构相同的离子有：Cl－、S2－、P3－、K＋、Ca2＋。
二、元素周期律1．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规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素原子半径的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
2．元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。
(2)元素金属性与非金属性的周期性变化①Na、Mg、Al金属性强弱比较②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较(3)同周期元素性质的递变规律(自左至右)元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
【自主思考】2．如何根据原子结构解释同周期元素随原子序数的递增，元素性质的递变性？随原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗？提示同周期元素原子的电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
因为O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，不能失去电子，故氧无最高正化合价，氟无正化合价。
[效果自测]1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)锂的原子结构示意图是()(2)某原子M层电子数为L层电子数的4倍()(3)某离子M层和L层电子数均为K层的4倍()(4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数()答案(1)×(2)×(3)√(4)×2．在第三周期元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。
(2)金属性最强的元素是________(填元素符号)。
(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________(用化学式回答，下同)。
(4)最不稳定的气态氢化物是________。
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________。
(6)氧化物中具有两性的是________。
解析(1)第三周期元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径最小的是Cl。
(2)金属性最强的元素在最左边，应为Na。
(3)非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强，氯的非金属性最强，其对应的酸是HClO4。
(4)非金属性最弱的元素Si的气态氢化物最不稳定。
(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(6)铝的氧化物Al2O3具有两性。
答案(1)Cl(2)Na(3)HClO4(4)SiH4(5)NaOH(6)Al2O3探究一、核外电子排布的规律及其表示方法【合作交流】1．将Na原子的结构示意图写成对吗？为什么？提示不对，L层没有填满，只有排满L层才能排M层，正确的写法为。
2．(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布________个电子，而当它是最外层时，最多可以排布________个电子。
(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布，分别画出钾、钙原子结构示意图。
提示(1)188(2)K Ca3．分别画出Na＋、Cl－结构示意图，它们与哪种原子核外电子排布相同？提示Na＋Cl－分别与稀有气体Ne、Ar原子核外电子排布相同。
【点拨提升】1．原子核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
以钠原子为例：粒子符号―→(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(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。
如Mg：→Mg2＋：。
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。
如F：→F－：。
特别提醒(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
(2)最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构，不易得失电子，化学性质稳定。
(3)最外层电子较少的(＜4)，一般易失去电子达到稳定结构，表现出金属性；最外层电子较多的(＞4)，一般易得电子，表现出非金属性。
【典题例证1】已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A<B<C，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。
试推断：(1)三种元素的名称和符号：A________，B________，C________。
(2)画出三种元素的原子结构示意图：A________，B________，C________。
解析由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，可知C应为氯元素。
答案(1)碳C硅Si氯Cl【学以致用1】根据下列微粒结构示意图的共同特征，可把、、三种微粒归为一类，下列微粒可以归为此类的是()A. B.C. D.解析题干中三种微粒分别表示Na＋、K＋、Ca2＋，它们都属于阳离子；选项中四种微粒分别表示Ne、S2－、Mg2＋、F－。
显然，Mg2＋与它们同属一类——阳离子，故选C。
答案 C探究二、元素性质的周期性变化规律【合作交流】1．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性减弱、非金属性增强的原因。
提示因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
提示元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si＜P＜S＜Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4＜PH3＜H2S ＜HCl。
3．试根据非金属性的强弱，比较H3PO4和HNO3的酸性强弱。
提示P和N均为第ⅤA族元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，故N的非金属性强于P的非金属性，根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。
【点拨提升】1．原子结构与元素性质的周期性变化2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律(1)电子层数相同(同周期)时，核电荷数越大，原子核对外层电子的引力越大，原子半径越小，失电子能力减弱，而得电子能力增强，故随核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)最外层电子数相同(同主族)时，电子层数越多，原子半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失电子，元素的金属性越强，非金属性越弱。
【典题例证2】 已知X 、Y 、Z 是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4，则下列判断不正确的是( )A ．气态氢化物的稳定性：HX ＞H 2Y ＞ZH 3B ．非金属性：X ＞Y ＞ZC ．原子半径：X ＞Y ＞ZD ．原子最外层电子数：X ＞Y ＞Z解析 本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X 、Y 、Z 为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故非金属性：X ＞Y ＞Z ，原子半径：X ＜Y ＜Z ，气态氢化物的稳定性顺序为：HX ＞H 2Y ＞ZH 3。
答案 C【学以致用2】 短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示，下面判断正确的是( )A.原子半径：丙＜丁＜戊 B ．金属性：甲＞丙C．最高价氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊D．最外层电子数：甲＞乙解析同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应最高价氢氧化物的碱性也是减弱的，C正确；同周期元素的最外层电子数从左至右越来越多，故D错。
答案 C探究三、微粒半径大小的比较【合作交流】1．如何比较既不同周期也不同主族元素的原子半径大小？以Si、Ca为例说明。
提示Mg、Si处于同一周期，Mg的核电荷数小于Si的核电荷数，故Mg的原子半径大于Si的原子半径。
Mg、Ca处于同一主族，原子半径r(Ca)＞r(Mg)，故Ca的原子半径大于Si的原子半径，即r(Ca)＞r(Si)。
2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。
提示电子层结构相同时，核外电子数必定相等，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
3．同种元素形成的不同微粒的半径大小如何判断？提示同种元素形成的微粒电子数越多，半径越大。
如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－，Cl ＜Cl－。
【点拨提升】粒子半径大小的比较——“四同”规律(1)同周期——“序大径小”①规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。
②举例：第三周期中：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。
(2)同主族——“序大径大”①规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
②举例：碱金属：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。
(3)同元素①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。
化学：1.1《元素周期表》PPT课件(新人教版-必修2)
1869年2月 门捷列夫(俄)的第一张周期表
1871年
门捷列夫(俄)的第二张周期表
一、元素周期表编排原则：
1、把电子层数相同的元素按原 子序数递增的顺序由左到右排 成一个横行。 2、把不同横行中最外层电子数 相同的元素按电子层数递增的顺 序由上到下排成纵行。
二、元素周期表的结构： 1、周期：
难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性 强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中 强碱、 Al(OH)3为两性氢氧化物， 则Na、Mg、Al的金属性强弱顺序 如何？
金属性
Na〉Mg〉Al
元素金属性强弱判断依据：
1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的
牢记短周期元素：
熟记主族元素和0族元素：
Li 3锂 Na 11钠 K 19钾 Rb 37铷 Cs 55铯
它们的性质具有哪些相似 点？又有什么样的不同呢？
碱金属元素单质：
Rb
三、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构
【自主学习】 教材第5页“科学探究”，填写第5页表 格
思考与交流
碱金属元素的用途：
1.锂电池是一种高能电池。 锂有机化学中重要的催化剂。 锂制造氢弹不可缺少的材料。 锂是优质的高能燃料（已经 用于宇宙飞船、人造卫星和 超声速飞机）。 2．钾的化合物最大用途是做钾肥。 硝酸钾还用于做火药。 3．铷铯主要用于制备光电管、 真空管。铯原子钟是目前最准确的 计时仪器。
根据实验讨论钠与钾的性质有 什么相似性和不同性。你认为元素 的性质与他们的原子结构有关系吗？ 其余碱金属的性质又如何？
钠与钾都能与氧气、水发生 反应，但反应的剧烈程度不同
化学必修元素周期表ppt课件
ppt课件.
41
总结:
碱金属的原子结构
Li Na K Rb Cs
1.相似性:
最外层上都只 有一个电子
化学性质相似
1) 都易失电子表现强还 原性
2) 化合物中均为+1价
核电荷数
2.递变性: 电子层数
原子半径
核对最 外层电 子的引 力
失电 子能 力
还原 性
金 属 性
(电子层数的影响大于核电荷数的影响)
很好 逐渐增大（K特殊） 单质的熔沸点逐渐降低
ppt课件.
40
通过比较碱金属单质与氧气、水的反应， 我们可以看出，元素性质与原子结构有密 切关系，主要与原子核外电子的排布，特 别是 最外层电子数 有关。原子结构相 似的一族元素，它们在化学性质上表现出
相似性 和递变性 。
在元素周期表中，同主族元素从上到下原 子核外电子层数依次 增多 ，原子半径逐 渐 增大 ，失电子能力逐渐 增强 ，金 属性逐渐 增强 。
通过大量实验和研究,人们得出了如下结论:
碱金属元素原子的最外层都有１个电子，它们的化学性
质彼此相似 ，它们都能与 水 等非金属单质以及氧气 反应,表现出金属性（还原性）.
4Li＋O2=2Li2O
2Na＋O2=Na2O2 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
上述反应的产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
49
卤族元素： 氟（F）
F +9 2 7
氯（Cl）
Cl + 1 7 2 8 7
溴（Br）
Br +35 2 8 18 7
碘（I）
I +53 2 8 1818 7
高中化学必修二第一章第二节-核素和同位素
2021/3/11
2
? 元素的性质与原子的最外层电子数和电子层数有 密切关系。那么元素的性质和原子核有关系吗?
2021/3/11 碳14是什么样的原子？
3
任务一：
回忆原子的结构，根据下面的表格思考： 每种原子的质子数、中子数、电子数之间有什么 关系？
质子数 = 核电荷数 = 电子数 ，不一定等于中子数
＝15.998
核素(原子)的近似相对原子质量＝质量数
2021/3/11
11
（２）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：
元素的相对原子质量＝A·a%＋B·b%＋C·c%＋…
如Cl的相对原子质量：
Ar（Cl）＝ 34.969×75.77%＋36.966×24.23% ＝35.453
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。
187O
3 1
H
2021/3/11
9
3、同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的 不同原子互称为同位素。
即：同种元素的不同核素(或原子)互称为同位素
如1H、2H、3H互为同位素，都是氢元素的同位素。 同位素具有如下特点：
（1）天然、稳定存在的同位素，无论是游离态还是化合态各 同位素所占的原子个数的分数一般是不变的，如氯元素有两种 同位素，35Cl占75.77%、37Cl占24.23%
2021/3/11
4
任务二：
阅读课本9-10页【三、核素】，找到 1、质量数的定义和数量关系； 2、核素的定义及表示方法； 3、同位素的定义及应用。
2021/3/11
5
1、原子内部质量分布特点
质子和中子的质量大约相等，都约等于碳12原子质量的1/12，即约等于1 个氢原子的质量。电子的质量很小，仅相当于质子或中子质量的1/1836。 因此，原子的质量主要集中在原子核上。
高中化学必修二第一章第二节第一课时元素周期律
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
强碱
中强碱 两性氢 弱酸 氧化物
中强 酸
强酸
最强 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化 元素的化学性质呈现周期性变化
（2）最外层电子数不超过8个电子(K 为最外层时不超过2个) ； （3）次外层电子数不超过18个电子； 倒数第三层电子数不超过32个电子； （4）核外电子总是尽先排布在能量较 低的电子层，然后由里向外，依次排布 在能量逐步升高的电子层(能量最低原 理)。
练习：
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 +12 2 10
氟里昂的发现与元素周期表
米奇利还分析了其它的一些规律， 最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终 于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破 坏大气的臭氧层，危害人类的健康 的气候，逐步将被淘汰。人们又将 在元素周期表的指导下去寻找新一 代的致冷剂。
例1.下列递变情况不正确的是： C
A. Na、Mg、Al最外层电子数依 次增多，其单质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高， 对应气态氢化物稳定性增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱 性依次增强
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
高中化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结高中化学必修2知识点归纳总结第一篇:《高中化学必修2知识点归纳总结》高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
．．．．．．．．．．主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元 7第四周期 4 18种元素素 7第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
必2第一章第二节元素周期律第1课时
实 验 二
现象
取一小片铝和 产生气泡。但镁反应比铝剧烈。 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 化学方程式 去氧化膜,分别 放入两试管，再 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 各加入2mL 1mol/L盐酸。 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 观察现象。
镁与铝均能与盐酸反应
结论
镁的金属性比铝强
K
Ca
Br
原子 序数 元素 名称 元素 符号
1 氢
H
2 氦
He
电子 排布
化合价
在下表中写出元素周 期表前三周期元素（1~18 号）的符号及原子的核外 电子 排布（用原子结构 示意图表示）
1
+1
2
0
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
3 锂
Li 2,1 +1
4
5 硼
B 2,3 +3
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。
最高H
Mg(OH)2 中强碱
强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
讨论
不易起化学反应。
• 小结
本节课我们重点学习了原子核外电子 的排布规律，知道了多电子中的电子排 布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规 律排布的。
写出下列离子的离子结构示意图： Mg2+ F- Br- Ca2+
根据原子光谱和理论分析 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
人教版高中化学必修2原子的核外电子排布课件
P
+15
2 85
2021/2/4
19
第二关：画图
画出下列微粒的结构示意图。
19K 35Br 53I S2- K+
2021/2/4
20
第三关：元素推断
最外层电子数是电子层数2倍的短周期元素是:
He、C、S
内层电子数是最外层电子数2倍的元素是：
Li、P
某短周期元素的核电荷数是电子层数的5倍，其
具体示例
Mg2＋ Cl－
2021/2/4
17
过关斩将
第一关 下列粒子的结构示意图正确的是( ⑦)
①Li
②Na
③Na+
④Cl
⑤Cl-
⑥K
⑦Ca2+
2021/2/4
⑧Xe
18
第三关：元素推断
最外层电子数是电子层数2倍的元素是:
He、C、S、Kr
内层电子数是最外层电子数2倍的元素是：
Li、P
某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外 层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
自主学习任务一
请画出元素周期表中1-18号元素原子的结 构示意图
2021/2/4
11
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
2021/2/4
12
自主学习任务二
观察稀有气体原子的核外电子的排布，你 发现了什么？
2021/2/4
13
自主学习任务二 稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素
英国物理学家 汤姆生 J.J.Thomson,1856~1940
《名师一号》高一化学新课标必修2课件 第一章 物质结构 元素周期律 1-2-1
数)，则该原子的核外电子总数为( )
A．2m
B．2m＋10
C．2m＋2
D．m＋2
答案 C 解析 按照原子核外电子排布的一般规律，最外层电子数不超过 8 个，最外 层电子数是次外层的 m 倍，所以次外层电子数<8，即次外层只能为 K 层，电子数 为 2，最外层电子数是 2m，该原子的核外电子总数为(2m＋2)。
名师一号 ·高中同步学习方略 ·新课标版 ·化学 ·必修2
第一章 物质结构 元素周期律
河北考源书业有限公司
第1页
返回导航
第一章 物质结构 元素周期律
名师一号 ·高中同步学习方略 ·新课标版 ·化学 ·必修2
第二节 元素周期律
河北考源书业有限公司
河北考源书业有限公司
第14页
返回导航
第一章 第二节 第1课时
名师一号 ·高中同步学习方略 ·新课标版 ·化学 ·必修2
特别提示 ①核外电子总数相等的微粒可以是分子，也可以是离子；可以
是单核微粒，也可以是多核微粒。②核外电子总数为 10 电子的微粒间发生的反
应有：
NH3＋H2
D．②④
，若该粒子为离子，则它所带
答案 C 解析 若为阳离子，电荷数为 n－2－8＝n－10；若为阴离子，电荷数为 2＋8 －n＝10－n。
返回导航
第一章 第二节 第1课时
名师一号 ·高中同步学习方略 ·新课标版 ·化学 ·必修2
③最外电子层中排满 8 个电子(He 为 2 个)时，这种电子层结构为相对稳定 结构，其他的电子层结构为相对不稳定结构。不稳定的电子层结构在一定条件
下能变为稳定的电子层结构。如
(Na)易失去最外层电子变为
(Na＋)，而
物质结构元素周期律121元素周期律第1课时原子核外电子的排布课件新人教版必修2052914
C.氮原子和碳原子
解析:L 层中电子数 B 为 A 的 2 倍,B 的 L 层必为 8,则 A 的 M 层电 子数必为 0,A 为 6 号元素碳,B 为 13 号元素铝。 答案:D
问题导学
当堂检测
迁移训练 1 某元素的原子核外有 3 个电子层,最外层有 4 个电子,该原子核内的质子数为( )
第二节 元素周期律
第 1 课时
原子核外电子的排布
目标导航
预习引导
1.知道电子在原子核外的运动状态和运动规律。 2.学会原子核外电子分层排布的表示方法。
短周期元素原子核外电子的排布及规律。
目标导航
预习引导
1.原子核外电子运动特点 原子是由原子核和核外电子构成的。在含有多个电子的原子中,电 子是分层排布的。按照离核由近及远的顺序把原子核外分成七个运动 区域,又叫电子层,分别用 n=1,2,3,4,5,6,7 表示,或称为 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q 层,n 值越大,说明电子离核越远,能量也就越高。 2.核外电子的能量状况 在多电子原子中,电子的能量是不相同的。在离核较近的区域内运 动的电子能量较低,在离核较远的区域内运动的电子能量较高。电子总 是尽可能地先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。 3.原子核外电子排布规律 通过阅读教材第 13 页表 1 2,可以发现原子核外电子排布的一些规 律:K 层最多可以排 2 个电子,L 层最多可以排 8 个电子。
(7)原子次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素:
Ar (4)C
问题导学
当堂检测
迁移与应用 例 1 今有 A、B 两种原子,A 原子的 M 层比 B 原子的 M 层 少 3 个电子,B 原子的 L 层电子数恰为 A 原子 L 层电子数的 2 倍,A 和 B 分别是( ) B.硼原子和氢原子 D.碳原子和铝原子