高中化学2 必修
元素周期律

原子核外电子排布发展史
1、公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为 ：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。
19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。
1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。
卢瑟福原子模型 （空心球）
波尔原子模型
电子云模型 （几率说）
2.电子按能量高低在核外分层排布。
1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动
一、原子核外电子的排布
近→远
低→高
内层
排满
1→2→3→ 4→ 5→6 7
K→L→M→N→O→P→Q
笔记
核外电子的分层排布规律有：
(1)原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层;
(2)原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子;
(3)原子最外层电子数不超过8个电子(K层为最外层不能超过2个电子);
(4)原子次外层电子数不超过18个电子(K层为次外层不能超过2个电子) 。
笔记
根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
1、熟记每周期中稀有气体元素的原子序数
2、比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素原子序数的大小，找出与其相近
的0族元素，那么该元素就和原子序数大的0族元素处于同一周期
3、求差值定族数
（1）若该元素的原子序数比0族元素多1或者2，则该元素应位于0族元素所在周期的下一个周期的第ⅠA族或者第ⅡA
（2）若比相应0族元素少1~5时，则应位于同周期的第ⅦA~ⅢA族。
（3）若差值为其他数，则相应的差数找出相应的族
电子层
层内电子数
粒子符号
原子核
质子数或核电荷数
核外电
不
子数
答案　原子结构示意图中各电子层上的电子数目必须遵守核外电子的排布规律，该结构示意图中最外层电子数为9，不符合排布规律。
4．分析离子结构示意图，概括离子的核电荷数与核外电子数的关系。
答案　阳离子核外电子数小于核电荷数，阴离 子核外电子数大于核电荷数，其差值均为它们所带的电荷数。
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子层结构发生了哪些变化？
答案　原子形成阳离子后，要减少一个电子层，形成阴离子后电子层数不变，但最外层电子数增多，它们都达到了稳定结构。
填写教材P14～15表格：
科学探究一
3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构
元素原子半径数据
逐渐减小
逐渐减小
周期性
元素化合价
F、O
周期性
1

2

3
大→小
+1 →0
+1→ +5
- 4→ - 1→ 0
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
大→小
+1→ +7
- 4→ - 1→ 0
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，
最高正价=最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
｛
②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；
③氟元素无正价，氧元素无最高正价 。
金属性与非金属性的强弱判断
判断依据
科学探究2：元表的性质和原子序数间的关系。
实验1：镁与水的反应
未加热时无现象，加热溶液变红色
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
实验2：镁和铝与盐酸的反应
△
钠镁铝性质比较
跟冷水剧
烈反应
NaOH
强碱
跟沸水反应
放H2；跟酸
剧烈反应放
H2
Mg(OH)2
中强碱
跟酸较为
迅速反应
放H2
Al(OH)3
两性
氢氧化物
结论：金属性 Na>Mg>Al
逐渐增强
非金属性逐渐增强
资料3：非金属性质的变化规律
通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？
11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。元素周期律是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
重点：同一周期元素，随核电荷数增大，
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
笔记：元素金属性和非金属性强弱判断总结
一、根据原子结构
原子半径越大，最外层电子数越小，则金属性越强，非金属性越弱，如K>Na>Li,Na>Mg>Al
原子半径越小，最外层电子数越多，则金属性越弱，非金属性越强，如F>Cl>Br,O>N>C
笔记：元素金属性和非金属性强弱判断总结
二、根据在元素周期表中的位置
笔记：元素金属性和非金属性强弱判断总结
三、根据对应物质的性质
1、金属性强弱的判断依据
（1）利用金属元素在金属活动性顺序中的位置
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au
从左到右，元素的金属性逐渐减弱
（2）利用金属元素在元素周期表中的位置比较
笔记：
同周期金属元素，原子序数越小，金属性越强；同主族金属元素，原子序数越大，金属性越强
（3）利用氧化还原反应
a、其他因素相同时，金属单质从水或算中置换出氢气，需要的条件越低，反应速率越快，则金属性越强。
b、若M能将N从其盐溶液中置换出来，则金属性M>N;其他因素相同时，反应需要的的条件越低，反应速率越快，M>N的程度越大
c、金属阳离子的氧化性越强，其对应元素的金属性越弱。
d、最高价氧化物对应的水化物的碱性M(OH)>N(OH),则金属性越强。
笔记：
2、非金属性强弱的判断
（1）利用非金属元素在元素周期表中的位置比较
同周期非金属元素，原子序数越大，非金属性越强；同主族非金属元素，原子序数越小，非金属性越强
（3）利用氧化还原反应
a、其他因素相同时，非金属单质与氢气化合需要的条件越低，反应速率越快，则非金属性越强。
b、若M能将N从其溶液中置换出来，则非金属性M>N;其他因素相同时，反应需要的的条件越低，反应速率越快，M>N的程度越大
c、非金属阴离子的还原性越强，其对应元素的非金属性越弱。
d、最高价氧化物对应的水化物的酸性HMO>HNO,则金属性越强。
三、元素周期表和元素周期律的应用
总结
结构
位置 性质
2.周期数 =电子层数
3.主族序数=最外层电子数=最高正价
4.最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）
一.位置 和结构关系
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
5. 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
6.核外电子数=质子数-离子电荷（带符号）
注：1.最外层电子数为2的原子未必在ⅡA
(如He、很多过渡元素如Fe）
2.次外层电子为8的原子一般是：第三周期元素和长周期的ⅠA、ⅡA元素
3.最外层电子数为3-7的原子是主族元素
4.主族元素：某元素的原子序数-稀有气体
=1、2或-1～ -5
二、原子结构和性质的关系
1.最外层电子排布饱和的粒子稳定，一般不易得失电子
2.最外层电子数﹤4，一般为金属元素易失去电子
最外层电子数﹥4，一般为非金属元素易得到电子
最外层电子数=4，一般不易得到和失去电子
3.金属只能显示正化合价
4.原子半径越大，电子离核越远，得电子能力减弱，
失电子能力增强；
原子半径越小，电子离核越近，得电子能力增强，
失电子能力减弱；
注：1. 元素的单质都是气体：0族
2.只有非金属的族是：ⅦA、 0族
3.全是金属的族是：ⅡA、副族、Ⅷ
4.全是非金属的周期是：第一周期
5.分界线附近元素：两性金属（Al或Be）
或半导体材料（Si或Ge）
6.过渡元素：催化剂材料（MnO2)
7.非金属区：农药（P），杀虫剂
内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加
最外电子数 逐渐增加（1~8） 相同（等于族序数）
最高正价 +1~~+7 等于族序数
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大
得电子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
分析粒子半径的影响因素
1.原子核对外围电子的吸引力
2.外围电子之间的排斥力
(1)内层电子对外层电子的排斥力
(2)外层电子对本层电子的排斥力
粒子半径是指：最外层电子离原子核的距离
最外层电子离核越远则粒子半径越大
例2：Na与Na+
分析：核电荷数相同，吸引力相同。
电子层数相同，
电子数多排斥力大即：Cl- ﹥ Cl
例1： Cl- 与Cl
分析：核电荷数相同，吸引力相同
电子层数不同，层数少半径小即：Na ﹥Na+
例4：Cl-与Na+
分析：核电荷数多引力大
电子数多斥力大
电子层数多半径大即：Cl- ﹥ Na+
例3： F- 与Na+
分析：核电荷数多引力大
电子数相同，斥力相同即： F- ﹥ Na+
分析：核电荷数多引力大
电子数多斥力大前者影响为主，即： Na ﹥ Cl
例5： Na 与Cl
Cl- ﹥ Cl
Na ﹥Na+
F- ﹥ Na+
Cl- ﹥ Na+
Na ﹥ Cl
越大
越小
越大
⑵电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径
⑶核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数越多)，则半径
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-
<
笔记
微粒半径大小的比较总结(1)
一、原子半径大小的比较
同周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r（P）>r(S)>r(Cl)
同主族，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大。如：r(Li)不同周期和主族，可选一种原子作为参照物。如比较r(Rb)与r（Ca）,可选r(K)为参照物，因r(K)>r（Ca）,r(Rb)>r(K),所以r(Rb)>r（Ca）
笔记：微粒半径大小的比较总结(2)
离子半径大小比较
同种元素的离子半径：阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径，低价阳离子半径大于高价阳离子半径。如r(Cl-)r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)r(Fe3+)
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
带相同电荷的离子，电子层数越大，半径越大。如r(O2-)核电荷数、电子层数均不同的离子，可选一种离子作为参照物。如比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)作为参照物：r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+),所以r(K+)>r(Mg2+)
笔记"三看"法可以迅速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多半径越大 （层多径大）
如： K+>Na+　　F＞Cl＞Br＞I
二看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。（层同，核大径小）
如：S2->Cl->K+>Ca2+; O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
三看电子数：当电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。（核同，电多径大）
Cl－＞Cl; Fe＞Fe2+＞Fe3+；H－＞H+