第一章 物质结构 元素周期律
第一课时 原子核外电子的排布
第二节 元素周期律
一、元素周期表（长式）
根据元素周期律，把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样就可以得到一个表，这个表就叫做元素周期表。
1、元素周期表的编排方法
元素周期表是元素周期律的具体表现形式
2、元素周期表的结构
周期
短周期：第1~3周期
长周期：第4~7周期
族
主族：IA~VIIA族 7个
副族：IB~VIIB族 7个
VIII族：由3个纵行组成 1个
0族：稀有气体元素 1个
注意
相
邻
周
期
元
素
原
子
序
数
之
差
学习目标
知识与能力
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（光速）运动。
2、原子的组成？
为了探索原子内部结构，科学家们进行了无数的实验。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。
一、原子核外电子的排布
1、电子运动的特征
（1）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（速度接近光速）
（2）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
用电子云表示
小黑点表示的意义
人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。
2、电子层
3、电子的能量
所有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，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。
？？？
由内到外，能量逐渐升高
电子按能量高低在核外分层排布
4、各电子层的序号、能量如下表：
1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
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 。
a、四条规律相互制约。

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

c、画原子结构示意图要遵循上述规律。
注意：
判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？
A、
B、
D、
C、
×
×
×
×
巩固练习1
1.下列原子结构示意图中,正确的是:
2.某元素原子的原子核外有三个电子层,最外层有4个电子,该原子核内的质子数为:
A.14 B.15 C.16 D.17
3.下列叙述正确的是:
A.电子在原子核外作高速圆周运动
B.电子云示意图中的小黑点表示一个电子
C. 次外层电子数一定是2或8
D.最外层只有一个电子的原子不一定是碱金属元素的原子
B
A
D
巩固练习2
1.根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；______
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；______
（3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________
硅
硼
氖
（２）最外层有１个电子的元素：
（３）最外层有２个电子的元素：
（４）最外层电子数等于次外层电子数的元素：
H、Li、Na
He、Be、Mg
Be、Ar
（５ ）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素：
（６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素：
（７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素：
C
O
Ne
（ 8 ）与氩原子电子层结构相同的阳离子是:
（ 9 ）与氩原子电子层结构相同的阴离子是:
K+；Ca 2+
S2- ；Cl-
练习：
１、写出１至２０号元素的原子结构示意图．
２、总结１至１８号原子结构的特殊性。
（１）原子中无中子的原子：
一、等电子体：含有相同电子总数的粒子
含有10个电子的粒子有：
1、分子：HF、H2O、NH3、CH4
2、原子：Ne
3、阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+
4、阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－
含有18个电子的粒子有：
SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、Ar、S2－、Cl－、K+、Ca2+、HS－
含有2个电子的粒子有：H－、He、Li+、Be2+
二、具有相同电子层结构的粒子
具有2、8结构的粒子：
具有2、8、8结构的粒子：
注意这些原子（或离子）在周期表中的位置和排列规律以及半径大小。
三、1—18号元素的结构性质特点
(1)H：
①原子半径最小；
②外层电子数=周期数；
③电子总数=电子层数；
④第ⅠA族中唯一形成共价化合物的元素；
⑤在化合物中该原子的数目虽有改变，但该元素原子质量分数改变不大；
⑥原子序数最小；
⑦（）没有中子；
⑧成酸、碱必需的元素；
⑨单质密度最小，最轻的气体；
⑩与氧可生成两种液体：H2O、H2O2；
单质是电解水产物之一；
单质可由金属与酸反应得到。
(2)He：
①最外层属饱和结构，但唯一个不是8电子；
②电子总数是电子层数的二倍。
(3)Li：
①最外层电子数是次外层的一半；
②碱金属中不能形成过氧化物；
③热核反应原料之一；
④密度最小的轻金属；
⑤保存于石蜡中。
(4)Be：
①最外层电子数=次外层电子数；
②最外层电子数=电子层数
③价态为+2价
(5)B：
①最外层电子数比次外层多一个；
②BF3属非极性分子（本章后边将学到）；
③氢化物为B2H6（了解就可以）；
④硼酸（H3BO3）可洗涤皮肤上的碱液；
⑤硼砂（Na2B4O7、10H2O）是硼酸盐玻璃材料。
(6)C：
①最外层电子数是次外层的二倍；
②是形成化合物种类最多的元素；
③有石墨、金刚石、足球碳（C60）等几种同素异形体，（第六章后边将学到）；
④氧化物有CO、CO2；
⑤氢化物有多种最简单的是CH4；
⑥最高价含氧酸是H2CO3。
(7)N：
①最外层电子比次外层多3个；
②单质在空气中含量最多；
③除希有气体外难与其它物质反应；
④化肥三元素之一（N、P、K）；
⑤氢化物为NH3；
⑥氧化物形式最多（6种：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5）；
⑦含氧酸有HNO3、HNO2；
⑧气态氢化物水溶液唯一呈碱性。
(8)O:
①最外层电子数目是次外层的三倍；
②地壳中含量最多；
③占空气体积的21%；
④能形成H2O2、H2O、Na2O2、Na2O等价态氯化物；
⑤ 单质助燃
(9)F：
①最外层电子数比次外层多5个；
②除H后前18号元素中原子半径最小；
③无正价；
④不能被任何物质氧化；
⑤能与水反应置换水中的氧；
⑥CaF2难溶、AgF溶于水；
⑦无含氧酸；
⑧HF为弱酸。
(10)Ne：略
(11)Na：
①最外层电子数是次外层的，最内层的1/2；
②前18号元素原子半径最大；
③氧化物对应的水化物为NaOH；
④能形成氧化物Na2O和过氧化物Na2O2；
⑤与K的合金形成原子能反应堆的导热材料。
(12)Mg：
①最外层电子数=最内层电子数，次外层电子数是最外层电子数的4倍；
②Mg(OH)2是难溶性的中强碱；
③Mg遇冷水难反应，遇热水放H2；
④MgCl2为苦卤、MgSO4为泻盐。
(13)Al：
①最外层比次外层少5个电子；
②最外层电子数=电子层数；
③铝是金属元素但具有一定的非金属性；
④Al2O3是两性氧化物；
⑤Al(OH)3是两性氢氧化物；
⑥地壳中含量最多的金属元素。
(14)Si：
①最外层电子数是次外层的一半，最内层的2倍；
②地壳中含量排第二位；
③只有一种氧化物SiO2；
④气态氢化物SiH4；
⑤含氧酸为H4SiO4；
⑥H2SiO3是唯一难溶酸。
(15)P：
①最外层比次外层少2个电子；
②氢化物为PH3；
③对应的酸为H3PO4、H3PO3；
④常见白磷P4、红磷二种单质。
(16)S：
①最外层比次外层少2个电子；
②1—18号元素中离子半径最大；
③最外层与最内层电子数之和=次外层电子数；
④氢化物H2S、剧毒；
⑤氧化物有SO2、SO3；
⑥对应的水化物H2SO3、H2SO4；
⑦对应的盐常见的有Na2S、NaHS、Na2SO3、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4。
(17)Cl：
①最外层比次外层少一个电子，比最内层多5个电子；
②有多种化合价—1、+1、+3、+5、+7；
③对应的含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4；
④HClO4是目前发现的含氧酸中的最强酸。
(18)Ar（略）
重点是：H、C、N、O、F、Na、Mg、Al、SiP、S、Cl。
四、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序数时常见类型
AB型：NaCl、HCl、MgO、CO、NO、NaH……
A2B型：Na2S、H2O、N2O……
AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、（FeS2）……
A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2……
A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3……
A3B2型：Mg3N2……
AB3型：AlCl3、BF3、PCl3……
第一章 物质结构 元素周期律
第二课时 元素周期律
第二节 元素周期律
1.请阅读和比较1-18号元素的有关数据，从中能找出什么规律？
门捷列夫的伟大创举就是从这里开始的。
祝您成功！
科学探究
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小
原子半径 大→小
表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0
主要化合价：正价+1→+5，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7，负价：-4 →-1→0
(O,F无正价)
2
1 → 8
3
1 → 8
大→小
最高正价：+1 → +7
负价始于Si , - 4 → -1 →0
结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层
排布、原子半径、化合价呈现周期性的变化。
2、随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布、元素的原子半径、元素的化合价呈现什么规律性的变化？
科学探究
除由于F、O元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体元素外，其它元素的最高正价=最外层电子数=价电子数；，最高正价 + ︱最低负价︱= 8。金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
测量依据不同
3、粒子半径大小比较规律
核电荷数
电子层数
成键原子间距离的一半
越大
越小
越大
⑵电子层数相同时，原子序数越大,则半径
⑶同种元素的不同粒子，电子越多，半径
微粒半径大小比较规律
⑴先看电子层数,电子层数越多，
则半径
一般情况下(稀有气体除外):
如 Li Na K Rb Cs
I Br Cl F
<
<
<
<
>
>
>
>
如 Na Mg Al
>
F 　O N C
<
<
<
如 Cl Cl-
<
半径 Fe > Fe2+ > Fe3+
讨论：
1. 比较Na+与Mg2+半径大小
半径 Na+ > Mg2+
讨论：
2. 比较O2-与F-半径大小
半径 O2- > F-
例1.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是
(A) NaF (B) LiI (C) CsF (D) LiF
阳离子半径：Li+ < Na+ B
阴离子半径：I- > F-
例2.下列元素的原子半径依次减小的是（ ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P
AB
例4.在目前发现的元素中，除了氢元素以外，半径最小的是何种元素。
除了稀有气体元素以外，半径最大的是何种元素？
氟元素
钫（Fr）元素
例3.下列各组微粒半径（r）之比大于1的是（ ）
A. rCl / rF B. rI-/rI C. rMg2+/Na+ D. rF-/rCl-
AB
1.写出下列微粒的半径由大到小的顺序：
F-、O2-、Na+、Mg2+
练习：
答案：半径：O2- > F- > Na+ > Mg2+
2.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
r(K+) > r(K) B. r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-)
C.r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) D.R(Cl -) > r(F-) > r(F)
AB
思考与交流
为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？
随原子序数的递增,元素原子核外电子排布的周期性变化,决定了原子半径、化合价呈现周期性变化。
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
元素的金属性和非金属性的强弱根据什么来判断？
①金属与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）
碱性越强，金属性越强；
③金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。
元素金属性强弱判断依据:
【复习】
①非金属与H2化合越容易，非金属性越强；
②气态氢化物越稳定, 非金属性越强；
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）
酸性越强，非金属性越强；
④非金属与某些盐溶液反应置换另一非金属
元素非金属性强弱判断依据:
【复习】
∴镁的金属性比钠弱。
科学探究
1、实验
（1）镁与冷水和热水反应比较
钠比镁与水反应剧烈，
（1）比较钠比镁与水反应的难易程度？
加热前，镁条表面附着 ，加热沸腾后有 冒出，溶液变 色。
少量无色气泡
较多无色气泡
粉红
镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。
∴镁的金属性比铝强。
科学探究
（2）镁与铝与盐酸反应比较
有大量气泡产生，试管烫手，反应速度很快。
有大量气泡产生，试管烫手，反应速度快。
（2）比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？
1、实验
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
冷水、剧烈
冷水、缓慢
结论金属性：Na>Mg
剧烈
迅速
结论金属性：Mg>Al
NaOH强碱性
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
结论金属性：Mg>Mg>Al
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性减弱。
两性氢氧化物:
既能与酸起反应生成盐和水,又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物,叫做两性氢氧化物
Al(OH)3制备:
AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl
与酸:
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
与碱:
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
两性氧化物:
既能与酸起反应生成盐和水,又能与碱反应生成盐和水的氧化物,叫做两性氧化物(课本99页)
与酸:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
与碱:
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较(课本16页表)
Si
P
S
Cl
高温
H4SiO4
弱酸
磷蒸气与氢气能反应
H3PO4
中强酸
须加热
H2SO4
强酸
光照或点燃爆炸
HClO4
最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。

氢化物化学式
元素
14Si
15P
16S
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
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：Si < P < S < Cl
从最高价氧化物的水化物看
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
高温
加热
加热
点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
非金属性逐渐增强
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:
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
用结构观点解释：
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
对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。
∴ 同一周期元素,从左到右, 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
同一周期元素随着原子序数的递增
核外电子排布呈周期性变化
元素性质呈周期性变化
元素周期律
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
（稀有气体元素突然增大）
化合价：+1→+7 －4→－1
（稀有气体元素为零）
决定了
归纳出
引起了
元素金属性与非金属性：
金属性减弱非金属性增强
呈现周期性变化
思考
用一句话概括一下元素性质的变化情况
元素周期律的内容
随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。
元素周期律的实质
小结：
元素的性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果
讨论：
1、写出碱金属元素、卤素的最高氧化物的化学式（用R表示元素符号）
2、写出C、N、S、Cl的气态氢化物的化学式
R2O ------ ROH
R2O7 ---- HRO4
CH4 --- NH3 --- H2S --- HCl
思考题：
某元素的气态氢化物的符合通式RH4，
且氢的质量分数为25%则R的最高价氧化物
的化学式是 （ ）

A. CO B. CO2 C. MgO D. SO2
B
2. 比较下列微粒的半径大小

Cl- 、 S2- 、 Na+ 、Mg2+ 、F-
答案：半径 S2- > Cl- > F- >Na+ >Mg2+
BC
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子；
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6
AB
3.下列有关元素周期律的叙述正确的（ ）
A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化
B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化
C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化
D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化
C
4.下列递变规律不正确的是 （ ）
A．Na．Mg、Al还原性依次减弱
B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强
C．C、N、O原子半径依次增大
D．P、S、Cl最高正价依次升高
C
5.X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，Z、Y、Z三种元素原子序数的大小顺序是
A、X>Y>Z B、Y > X > Z C 、 Z > X > Y D、Z > Y > X
D
6.已知Xn+、Y（n+1）+、Zn-、R（n-1）-四种粒子都具有相同的电子层结构，这四种离子半径大小关系是
A、 Zn- >R（n-1）- >Xn+ >Y（n+1）+

B、 Xn+ > Y（n+1）+ > Zn- >R（n-1）-

C、 R（n-1）- > Zn- >Y（n+1）+ >Xn+

D、 Xn+ > Zn- >Y（n+1）+ >R（n-1）-
A
7.下列递变情况 的是：
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
不正确
C

8.同一横行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，则下列说法判断 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
错误
A
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
（1）结构决定位置：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

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