第一章 原子结构元素周期表 课件 -2025-2026学年高一下学期化学鲁科版必修第二册

该高中化学课件围绕原子结构与元素周期律展开，涵盖原子构成、同位素、核外电子排布、周期表结构及性质递变规律，通过问题思考（如1-18号元素电子排布分析）衔接知识点，以资料卡、表格对比、公式推导为学习支架，帮助学生构建知识脉络。 其亮点在于结合科学探究与实践（如钠镁与水反应实验）和科学思维（同位素与同素异形体表格对比），采用“概念-实例-实验-总结”教学方法，实例丰富。学生能建立微观结构与宏观性质联系，教师可借助系统框架提升教学效率。

原子结构与元素周期律 1、原子的构成与同位素 2、元素周期表与元素周期律 3、元素周期表的应用 第一节 原子结构 原子 { 原子核 核外电子 { 质子 中子 元素种类 原子(核素)种类 元素的化学性质 } 决定 决定 决定 第一节 原子结构 一、原子的构成 4 资料卡1：构成原子的粒子的性质 构成原子的 粒子 电子 原子核 质子 中子 电性和电量 1个电子带 一个单位负电荷 1个质子带 一个单位正电荷 不显电性 质量/kg 9.109X10-31 1.673X10-27 1.675X10-27 相对质量① 1/1836 1.007 1.008 可忽略 规律整合：构成原子微粒间的两个定量关系： （1）电性关系： 核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 （2）质量关系 质量数（A） ＝ 质子数（Z）+中子数（N） a——代表质量数； b——代表核电荷数(质子数) ； c——代表离子的电荷数； d——代表化合价； e ——代表原子个数 a b e + d X c+ - - a、b、c、d、e各代表什么？ 资料卡2： 概念回顾 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的 一种具体的原子。 同位素：质子数相同而中子数不同（或质量数不同）的同一元素的不同核素（原子）互为同位素，即同一元素的不同核素之间互称为同位素 。 元素：具有相同质子数的同一类原子的总称。 互为同位素的核素化学性质几乎完全相同。 同位素实例： 氢元素有 三种核素，它们互为同位素 1H 1 1H 2 1H 3 碳元素有 三种核素，它们互为同位素 6C 12 6C 13 6C 14 许多元素都有同位素， 目前发现100多种元素，核素却有1800 余种,大多有放射性，在实际的生产生活中应用非常广泛。 铀元素有 三种核素，它们互为同位素 92U 234 92U 235 92U 238 同位素、元素、同素异形体的比较： 元素 同位素 同素异形体 定义对象 广义的原子 原子 单质 定义 具有相同核电荷数的同一类原子的总称 质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子 由同种元素组成的结构和性质不同的单质 实例 H C 11H、21H、31H 金刚石与石墨 氧气与臭氧 区别与联系： 1、联系：同位素属于同一元素的原子； 同素异形体由同一元素的原子构成。 2、区别：同位素有1800余种，元素只有100多种。 10 二、原子（核素）相对原子质量与 元素平均相对原子质量 1、原子（核素）的相对原子质量计算方法： 定义式: 某原子的相对原子质量Ar 一个该原子的实际质量(kg) = ───────────── 一个碳-12原子的实际质量 (kg) × 1/12 而核素（同位素）的近似相对原子质量就是相应原子的质量数 2、原子（核素）的近似相对原子质量： 原子符号 质子数 中子数 质量数 相对原子质量 表1：两种核素的质量数与相对原子质量对照： 15.995 34.969 8 8 16 17 18 35 结论：质量数≈相对原子质量 3、 元素的平均相对原子质量 元素的平均相对原子质量，是按该元素所含各种天然 稳定核素（同位素）所占的一定原子个数百分比加权算出来的平均值 M= M1 × a1% +M2 × a2% +……+Mn × an% M表示某元素的相对原子质量； M1、 M2、 Mn表示元素的各种核素的相对原子质量， a1% 、a2%、 an%表示 各种核素的原子个数百分数或 物质的量百分数。 若用各同位素的质量数代替该同位素的准确相对原子质量， 则求得的为元素的近似平均相对原子质量； 4、 元素的近似平均相对原子质量 核素 同位素的相对原子质量 同位素在自然界中的物质的量分数 氯元素的相对原子质量 34.969 75.77% 35.453 36.966 24.23% 氯元素的平均相对原子质量计算 算式：34.969×0.7577+36.966 ×0.2423=35.453 三、核外电子排布 1、原子核外电子按能量由低到高分层排布 2、电子层: 根据、电子的能量差异和通常运动区域离核的远近的不同，分为不同的电子层。 电子层 1 2 3 4 5 6 7 表示符号 K L M N O P Q 电子能量 电子离核由 到 ，电子能量由 到 。 近 远 低 高 原子核外电子按能量高低分层排布 原子核外电子排布规律： 1.电子是分层排布的，每一电子层所容纳的电子数最多为 。 2n2 2.最外层电子数最多不超过 ,若最外层为K 层，电子数最多不超过 。 8 2 3.次外层电子数最多不超过 。 18 4.能量 的电子离原子核近，能量 的电子离 原子核远，电子优先占据能量低的轨道。 低 高 问题思考： 分析1—18号元素原子的核外电子层数、最外层电子数的变化。 核外电子排布 第二节、元素周期律和周期表 一、元素周期表的结构 1、周期 1) 依据：把具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。 2) 周期序数 = 电子层数 类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 2 3 长周期 4 5 6 不完全周期 7 H ~ He Li ~ Ne Na ~ Ar K ~ Kr Rb ~Xe Cs ~ Rn Fr ~ 112号 2 8 8 18 18 32 26 1 2 3 4 5 6 7 周期的分类 25 周期数与元素原子结构的关系 同周期内，(除第一周期和第七周期外）每一周期从左到右随着元素原子序数的递增，原 子核外最外层电子数从1个递增到8个，达到稳定的电子层结构。 镧系元素：第6周期中的57号镧（La）到71号镥（Lu），共15种原子的电子层结构和性质十分相似的元素的总称。 锕系元素：第7周期中的89号锕（Ac）到103号铹（Lr），共15 种原子的电子层结构和性质十分相似的元素的总称。 超铀元素：锕系元素中的92号元素铀（U）后的各种元素的总称。 26 2、族 依据：把最外层电子数相同的元素（或价电子排布相同或相似）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行 1.周期表有18个列，第八、九、十列叫做第Ⅷ族，其余15个列，每个列称为一族。 族的序号用罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ、Ⅷ表示。 族 族 1）主族：由短周期和长周期元素共同构成的族 2）副族：完全由长周期元素构成的族 3）零族：稀有气体元素（1个纵行） 4）VIII族： （IA～VIIA） （ⅠB～ⅦB） 2.分类 主族： 副族： 第Ⅷ族： 0族： 族 短周期元素和长周期元素共同构成的族。 完全由长周期元素构成的族。 表示方法：在族序数后面标一“A”字。 如ⅠA、ⅡA、ⅢA、… 表示方法：在族序数后标“B”字。 如ⅠB、ⅡB、ⅢB、… 稀有气体元素 第八、九、十列 7个 7个 过渡元素 练习1：同周期ⅡA族元素与 ⅢA族元素原 子序数相差 （ ） 1、11、25 小结 1．周期表的结构： 周期 三长三短一不全 族 七主七副一八一零 2．周期表的特点： “周期序数＝电子层数” 、“主族序数＝最外层电子数” 元素原子结构与其在周期表中位置的关系： 原子序数 核外电子排布 周期表中位置 二、元素周期律 元素周期律 元素的 随 的递增而呈现周期性变化的规律。 元素性质的周期性变化主要体现在 、 、 引起元素性质周期性变化的原因： 是由于原子结构的周期性变化，即原子核外电子排布的周期性变化。 性质 原子序数 原子半径 元素的主要化合价 元素的金属性及非金属性的周期性变化等方面。 37 元素化合价的变化 第三节 元素周期表的应用 规律整合：主族元素金属性与非金属性的判断： 周期数（电子层数） — 可看作元素的金属性因素 主族序数（最外层电子数） —— 可看作元素的非金属性因素 当电子层数 ＞最外层电子数 属于金属元素 当电子层数 ＜最外层电子数 属于非金属元素 当电子层数 = 最外层电子数 属于两性元素 其差越大，性质越活泼 能力强弱判断方法元素原子失电子（金属性） 比较元素单质跟水（或酸）反应， 置换出氢的难易程度。反应越易发 生，失电子能力越强。 比较元素最高价氧化物对应水化物 的碱性强弱，碱性越强，失电子能 力越强。 通过相互置换反应，若金属X能将 金属Y从它的盐溶液中置换出来， 则X失电子能力比Y强。 比较元素单质跟氢气化合的难易程 度及气态氢化物的稳定性，反应越 容易发生、气态氢化物越稳定，得 电子能力越强，非金属性越强。 比较元素最高价氧化物对应水化物 的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强 通过相互置换反应，若非金属X能将 非金属Y从它的盐溶液中置换出来， 则X得电子能力比Y强。 能力强弱判断方法元素原子得电子（非金属性） 第三周期元素原子 得失电子能力递变规律的探究 预测： Na Mg Al Si P S Cl 电子层数相同，核电荷数增大，半径减小 失电子能力减弱，得电子能力增强 金属性减弱，非金属性增强 1.实验: 钠、镁和水的反应 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2  金属性 Na>Mg 科学探究 ( 2) 向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。 镁 铝 观察: 镁、铝和盐酸的反应的现象 镁、铝和盐酸的反应 金属性 Mg > Al Mg Al 现象 反应式 Mg + 2HCl = MgCl2+H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2 有气泡放出,反应剧烈 有气泡放出,反应较剧烈 白色沉淀Mg(OH)2 白色沉淀Al(OH)3 加稀硫酸 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液 现象： NaOH溶液 MgCl2溶液 AlCl3溶液 第三组实验 沉淀溶解 沉淀不溶解 沉淀溶解 沉淀溶解 原子序数 11 12 13 元素符号 Na Mg Al 单质与水(或酸 )反应 最高价氧化物对应的水化物碱性强弱 与冷水反应剧烈 热水较快; 与盐酸剧烈 与盐酸反应较快 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 金属性 Na Mg Al 强碱 中强碱 两性 2.讨论: 金属性逐渐减弱 49 原子序数 14 15 16 17 元素符号 Si P S Cl 单质与H2化合的难易 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 H4SiO4极弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸 高温 光照或点燃爆炸化合 磷蒸气 加热 很不稳定 SiH4 不稳定 PH3 较稳定 H2S 稳定 HCl 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱： H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4　　 　　　　　　 气态氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 非金属性 Si P S Cl 非金属性逐渐增强 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快 盐酸剧烈 盐酸较快 高温 磷蒸气与H2能反应 须加热 光照或点燃爆炸化合 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性氢 氧化物 H4SiO4 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 稀有气体元素 非金属单质与氢气反应 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 金属性和非金属性递变 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同一周期,从左到右 结论： 52 总结:元素在周期表中的位置与性质的关系 同周期： 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 从左往右， 核电荷数递增,原子半径逐渐减小， 核对核外电子的吸引能力逐渐增强 失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强， 金属性减弱, 非金属性增强。 最高价氧化物的水化物 碱性减弱, 酸性增强. 非金属气态氢化物稳定性逐渐增强 结构 位置 性质 1 B Al Si Ge As Sb Te 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 Po 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 非金属区 金属区 零 族 元 素 碱金属元素的性质的递变规律 名称 相似形 递变性 最外层电子数 物理性质 化学性质 电子层数 熔点 沸点 密度 化学性质 锂 钠 钾 铷 铯 逐渐增多 逐渐降低 逐渐降低 逐渐增大 金属性逐渐增强 1 银白,软,轻. 低(熔点). 略带 金色 单质都具有强的还原性 名称 相似形 递变性 最外层电子数 物理性质 化学性质 电子层数 熔点 沸点 密度 化学性质 氟 氯 溴 碘 7 单质的熔,沸点较低,颜色较深 单质具有强的氧化性 逐渐增多 逐渐升高 逐渐升高 逐渐增大 非金属性逐渐减弱 卤素的性质的递变规律 同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法错误的是（ ） A. 阴离子半径 X > Y > Z B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C. 元素的非金属性 X > Y > Z D. 单质的氧化性 X > Y > Z A 课堂练习 再见！ $