第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
知识目标
1．了解原子核外电子的排布。2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
能力目标：
使学生能够对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识：同时，也会用本节所学理论来指导后续的学习。重点：元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系。
难点：元素性质与原子结构的关系。
K L M N O P Q
电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动 ，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，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。
一 原子核外电子排布
1、 原子核外电子运动区域与电子能量的关系：
思考与交流：
请大家根据课本第13页表1-2中数据认真想一想原子核外电子排布有什么规律？
2、原子核外电子排布规律
① 电子总是尽先排布在能量最低的电子层里, 然后由里往外，依次排在能量逐步升高的电子层里（能量最低原理）
先排K层，排满K层后再排L层，排满L层后再排M层
②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③ 最外层最多只能容纳 8个电子（K层为最外层时不能超过2个）
次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个
倒数第三层最多只能容纳32个电子
【科学探究】：
请大家把课本P14科学探究的表格填写好，并总结一下，随着原子序数的递增，同周期原子核外电子排布有什么规律？
二、元素周期律
1.电子层排列的周期性
1
2
3
8
8
2
(一)元素周期律
2.原子半径的递变规律
随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由大到小的周期性变化。
【结论】：
同主族，从上到下，原子半径逐渐增大；
同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。
决定原子半径大小的因素
粒子半径的比较:
1 当电子层数和核电荷数均不同时,一般电子层数越多,半径越大.K﹥Na（但Li>Cl)
2 当电子层数相同,核电荷数不同时,核电荷数越大,半径越小. Na﹥ Mg, Na+﹥Mg2+
3 当核电荷数相同,电子层数也相同时,核外电子数越多,半径越大. Cl-﹥Cl
4 核电荷数相同,电子层数不相同时,电子层数越多,半径越大.Na﹥Na+
3.化合价的周期性变化
(二)元素性质的变化规律
第三周期元素性质变化规律
现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。
化学反应方程式：
结论：镁的金属性比钠弱，比铝强
现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡，但镁反应比铝剧烈。
结论：镁的金属性比铝强
列表总结：
NaOH

强碱
Mg(OH)2

中强碱
Al(OH)3

两性
剧烈
迅速
非金属性：Si < P < S < Cl
科学事实
非金属性：Si < P < S < Cl
科学事实
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
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。
（量变
质变）
小结：
3、元素周期律
从1逐渐增到7（第1周期除外）
相同
正价由+1→+7 负价由-4→-1
最高正价相同
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
生成由难到易，稳定性由弱到强
生成由易到难，稳定性由强到弱
还原性减弱
还原性增强
失电子由易到难
得电子由易到难
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
四、元素周期表和元素周期律的应用
1、推测原子的结构、化学性质或者位置
周期表右上角元素非金属性最强——
周期表左下角元素金属性最强——
F
Cs
2、指导与化学相关的技术
金属与非金属分界线附近寻找半导体
F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药
过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐腐蚀合金材料
与已知元素位置相近，来发现物质新用途
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数
主族序数=最外层电子数
同位素－化学性质相同
相似性
递变性(从上至下,金属性增强,非金属性减弱)
同周期
同主族
递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
电子层数
最外层电子数
金属性、非金属性强弱
(主族)最外层电子数
= 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
原子结构
表中位置
元素性质
1、F 没有正价，O 通常不显示正价；
2、金属元素只有正化合价而无负价。
本节要点
熟练掌握电子的排布规律及不同层间的数量关系（倍半关系等）
熟练掌握金属性非金属性的判断方法
熟练掌握半径、电子层、化合价、金属性及非金属性的周期性变化规律
1．两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在元素周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有（ ） 　　A．1对 　B．2对　 C．3对 　D．4对思路点拨：由于同周期的不同元素，原子的电子层数相同，原子的最外层电子数不相同，所以这两种元素一定不存在同一周期，而是分别在第一周期和第二周期。
B
总结升华：此类题目既需要熟练掌握原子核外电子排布的具体情况，又需要充分借助元素周期表展开思维，才能够迅速、准确地求解。
【课堂练习】
2．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是（ ） 　　A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等　　B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等　　C．L层电子为偶数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等　　D．M层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等思路点拨：根据原子核外电子排布规律：每一电子层上最多容纳电子数为2n2，可知其一电子层上的电子数为奇数时，这一电子层肯定为最外层。在前三周期元素中，族序数等于最外层电子数。
C
总结升华：熟练掌握元素周期表的结构，特别是各族顺序与18个纵行的关系、和周期元素的数目，以及原子核外电子排布与周期表的关系。对解答此类问题会有很大帮助。
3.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
4.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
AB
思路点拨：注意微粒半径的比较规律
5、下列各组物质的性质比较，正确的是（ ）
A.酸性：HClO4＞H3PO4 ＞ H2SO4
B.氢化物稳定性：H2S＞ HF＞ H2O
C.碱性：NaOH ＞Mg(OH)2 ＞Ca(OH)2
D.氧化性：F2 ＞Cl2 ＞Br2 ＞I2
D
思路点拨：注意元素周期律和金属性、非金属性判断的方法。