第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排布 [阅读：课本P13]
1.核外电子运动的特点
(1)电子的质量极微小（9.10910-31kg）
(2)电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间中进行
（原子的直径约10-10m）
(3)电子绕核作高速运动
（运动的速度接近光速，
约为108m/s）
因此，电子绕核运动没有确定的轨道，
不能精确测定或计算电子在任一时刻
所在的位置，也不能描绘出其运动轨
迹，我们只能指出它在核外空间某处
出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。完全不同于宏观世界物体，如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。
2.核外电子受力分析
在含多个电子的原子中：
（1）一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，
这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核；
（2）另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，
这个排斥力迫使电子彼此尽可能远离。
当吸引和排斥达成平衡时，核外电子就分布在离核远近不同的区域里运动，有不同的能量。
离核近的电子能量低，
离核远的电子能量高。
3.核外电子的排布 [课本P13]
在多电子原子中，电子的能量不同，能量较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，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。
（1）原子核外电子的排布
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
K L M N O P Q
（2）核外电子排布的规律 [学案P10左]
①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个
A. 能量最低原理
原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律
注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。
如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，
而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。
2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布
3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
氢(H) 氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布
注意：短周期元素原子结构的特殊性 [学案P10右]
（4）稀有气体元素原子电子层排布
（4）稀有气体元素原子电子层排布
4.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
[设计P15右]
（1）与2He原子电子层结构相同的离子：
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：
7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
1H-、3Li+、4Be2+
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同
阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 [设计P16左下]
7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、
11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+
6.含有18个电子的常见粒子 [设计P16左下]
18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6
19K+、20Ca2+
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 B、

C、 D、
+19 2 8 9
+12 2 10
+3 1 2
+54 2 8 18 20 6
练习:
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ）
A、Li B、Si C、Al D、K
B
B
X
X
X
X
X
4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是( )
A 2、8、18、32、58
B 2、8、18、32、50、8
C 2、8、18、32、50、18、8
D 2、8、18、32、32、18、8
D
练习:
二、元素周期律
A.周期性:
循环往复，自然界普遍存在该现象
如：时间——周期性，简单的重复
生物进化——周期性，螺旋上升
B.元素的性质
原子核外电子排布
原子半径
元素主要化合价
元素的金属性和非金属性
. . . . . .
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加
同周期：
同主族：
从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加
（二）元素原子半径的周期性变化
主族元素原子半径的递变规律
主族
周期
同周期主族元素：
从左到右原子半径依次减小
(除稀有气体）
B. 同主族元素：
从上到下原子半径逐渐变大
1、原子半径大小比较
从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大
从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---- 原子半径越来越小(零族除外)
2、离子半径大小的比较
(3)具有相同电子层结构的离子
(1)同主族
(2)同周期主族元素
(1)同主族
(2)同周期主族元素
从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大
②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
①阴离子半径大于阳离子半径
核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小
10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+
18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
[设计P19]
3、同种元素的各种粒子半径大小比较
4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子
半径大小比较
核外电子数越多，微粒半径越大
如：Fe＞Fe2+ ＞ Fe3+ ，Cl-＞Cl
找出其他元素作参照对比判断
如Na+与S2-哪个大半径大小比较：
可选F-、Cl-来对比，
因为Na+Cl-， Cl->F-，所以S2->Na+。
练习:
Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-
K+、 CI-、 S2-、Ca2+
( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较下列粒子半径的大小
（N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+）
( S2- > CI- > K+ > Ca2+ )
S2- 与 S 、 AI 与 AI3+
[设计P19]
电子层
结构
电子层
结构
化合价
化合价
元素
元素
2 1
2 2
2 3
2 4
2 5
2 6
2 7
2 8
2 8 1
2 8 2
2 8 3
2 8 4
2 8 5
2 8 6
2 8 7
2 8 8
+ 1
+ 5
– 3
– 2
– 1
+ 4
– 4
0
+ 3
+ 2
+ 5
– 3
+ 6
– 2
+ 7
– 1
+ 4
– 4
+ 3
+ 2
+ 1
0
（三）元素化合价的周期性变化
[学案P13左上]
1、化合价递变规律
2、化合价与主族序数的关系
同主族：
同周期：
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
(3)最低负价 = – （8 – 最外层电子数）
= – （8 – 主族序数）
3、注意
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价
（2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0
（3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）
从上到下，化合价一般相同
金属性
单质跟水或酸反应置换氢的难易
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
金属单质间的置换反应
非金属性
与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
非金属单质间的置换反应
1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
（四）元素金属性、非金属性的周期性变化
3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
H4SiO4
极弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
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
两性氢
氧化物
稀 有 气 体 元 素
很不
稳定
SiH4
不稳定
PH3
稳定
HCl
H2S
不很
稳定
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
气态氢化
物稳定性
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
4.元素的金属性和非金属性递变小结
+1→+7 -4→-1
最高正价=族序数(O、F除外)
↘
↘
↗
↗
↗
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↘
↗
↗
↘
↘
↗
由易到难
由难到易
元素性质的递变小结
1.元素性质的周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化——元素周期律
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果
随着原子序数的递增：
（1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
（2）元素原子半径呈现周期性变化
（3）元素主要化合价呈现周期性变化
（4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
2. 元素周期律
3. 元素周期律的实质
（五）元素周期率